Химия физическая

ФЕДЕРАЛЬНОЕ АГЕНТСТВО ЖЕЛЕЗНОДОРОЖНОГО ТРАНСПОРТА

ФЕДЕРАЛЬНОЕ ГОСУДАРСТВЕННОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ

УЧРЕЖДЕНИЕ ВЫСШЕГО ПРОФЕССИОНАЛЬНОГО ОБРАЗОВАНИЯ

МОСКОВСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ
(МИИТ)

СОГЛАСОВАНО: УТВЕРЖДАЮ:

Выпускающая кафедра Директор РОАТ

«Физики и химия»

Зав. кафедрой В.И.Апатцев

_____________________________ (подпись, Ф.И.О.)

(подпись, Ф.И.О.)

«»20 г. «»20 г.

Кафедра_________________________Физика и химия____________________________

(название кафедры)

Авторы:Галкин В.Д., к.х.н., проф., Хлесткова Н.В., к.х.н., доц.,Журавлёва М.А., ст. преп.,
(ф.и.о., ученая степень, ученое звание)

ЗАДАНИЕ НА КОНТРОЛЬНУЮ РАБОТУ № 1 ПО УЧЕБНОЙ ДИСЦИПЛИНЕ

_______________ХИМИЯ ФИЗИЧЕСКАЯ______________

(название дисциплины)

Направление: 280700.62. ТЕХНОСФЕРНАЯ БЕЗОПАСНОСТЬ

(код, наименование специальности /направления)

Профиль: Безопасность жизнедеятельности в техносфере (ЗББ)

Инженерная защита окружающей среды (ЗБО)

Квалификация (степень) выпускника: __бакалавр_____________________

Форма обучения: заочная____________________________________________

Москва 2012 г.

ОБЩИЕ МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

В процессе изучения курса химии студент должен выполнить одну
контрольную работу. Решение задач и ответы на теоретические вопросы
должны быть коротко, но четко обоснованы. При решении задач нужно
приводить весь ход решения и математические преобразования.

Контрольная работа должна быть аккуратно оформлена, написана четко
и ясно, иметь поля для замечаний рецензента. Номера и условия задач
необходимо переписывать в том порядке, в каком они указаны в задании. В
начале работы следует указать учебный шифр студента, номер варианта и
полный список номеров задач этого варианта. В конце работы следует дать
список использованной литературы с указанием года издания.

Работа должна иметь подпись студента и дату.

Если контрольная работа не зачтена, ее следует выполнить повторно в
соответствии с указаниями рецензента и представить вместе с не зачтенной
работой. Исправления следует выполнять в конце работы, после рецензии, а не
в тексте.

Контрольная работа, выполненная не по своему варианту,
преподавателем не рецензируется и не засчитывается как сданная.

Каждый студент выполняет вариант контрольного задания,
обозначенный двумя последними цифрами номера шифра студенческого
билета (например, для шифра 1110-ТБб- 1594, две последние цифры 94, им
соответствует вариант контрольного задания 94)

ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА

Одним из следствий первого закона термодинамики Q=∆U+A является
закон постоянства состава сумм теплот (закон Гесса): суммарный тепловой
эффект реакции не зависит от промежуточных состояний и пути перехода, а
зависит только от начального и конечного состояний системы.

Закон Гесса справедлив для изобарных (Р = const) и изохорных (V =
const) процессов и применим к термодинамическим величинам являющимися
функциями состояния (энтальпия (Н), энтропия (S), внутреняя энергия (U),
изобарно (G)- и изохорно - изотермические (F) потенциалы), т.е. изменения
этих величин однозначно определяется начальными и конечным состояниями
системы и не зависят от пути, по которому протекает процесс.

Используя табличные данные теплот образования (таблица №1
Приложения), можно рассчитать тепловой эффект реакции (∆Нх.р) на основании
следствия из закона Гесса: тепловой эффект реакции равен разности сумм
теплот образования конечных и начальных веществ с учетом их
стехиометрических коэффициентов.

∆Нх.р. = ∑∆Нкон. - ∑∆Нисх.

Таким же образом можно рассчитать ∆Gх.р., ∆Fх.р. и ∆Sх.р.

Второй закон термодинамики, определяет возможность и условия
самопроизвольного протекания процессов: ∆H = ∆G - T∆S. Самопроизвольно
протекают процессы, у которых при данных условиях энергия Гиббса ∆Gх.р<0.

Для определения ∆Нх.р. в случае изменения температуры применяют

уравнение:

∆Н^Т2х.р.= ∆Н^Т1х.р. - ∆С⁰р (Т2-Т1).

Пример 1. Вычислите ∆H⁰,∆S⁰,∆G⁰ реакции, протекающей по уравнению:

Fe2O3(k) + 3C(к) = 2Fe(k) + 3CO(г).

Возможна ли эта реакция восстановления Fe₂O₃ углеродом при температурах
500 и 1000 К?

Решение. Для вычисления ∆H⁰_х.р.. и ∆S⁰_х.р. используем уравнения Гесса:

∆Н⁰х..р. = Σ∆Н⁰прод. - Σ∆H⁰исх.;

∆S⁰х.р. = ΣS⁰прод. - ΣS⁰исх..

∆Н⁰х.р. = [3(-110,52) + 2⋅0] - [-822,10 + 3⋅0] = -331,56 + 822,10 = +490,54

кДж/моль.

∆S⁰х.р. = (2⋅27,4 + 3⋅197,91) - (89.96 + 3⋅5,69) = 541,1 Дж/моль⋅К.

Энергию Гиббса при соответствующих температурах определим по формуле:
∆G⁰ = ∆H⁰ - T∆S⁰.

∆G500 = 490,54 - 500⋅541,1/1000 = +219,99кДж/моль;

∆G1000 = 490,54 - 1000⋅541,1/1000 = -50,56 кДж/моль.

Так как ∆G₅₀₀>0, а ∆G₁₀₀₀<0, то восстановление Fe₂O₃ углеродом возможно
при 1000К и невозможно при 500К.

Пример 2. Укажите в каком направлении повышается устойчивость
карбонатов MgСО3(к); CaCО3(к); BaCO3(к).

Решение. Устойчивость веществ определяется значениями величин
∆Н⁰образ (термическая устойчивость) и ∆G⁰образ (химическая устойчивость).
Чем меньше эти значения, тем вещество более устойчиво. Для ответа сравним
величины ∆Н⁰_образ и ∆G⁰_образ данных карбонатов:

Из сравнения величин ∆G и ∆Н следует, что устойчивость карбонатов в
ряду MgСО3→CaCО3→BaCO3 повышается (термическая устойчивость CaCО3 и
BaCO3 почти одинакова, т.к. ∆H_о⁰_{бразСаСО3} ≈ ∆G_о⁰_{бразВаСО3}

Контрольные вопросы

• 1. Рассчитать значения ∆G₂₉₈ следующих реакций и установить в каком
  направлении они будут протекать самопроизвольно при 25⁰С в
  нормальных условиях: Pb(т) + CO(г) = PbO(т) + C(т)
• 2. Сравните термическую устойчивость нитратов калия, свинца и серебра.
  Напишите уравнения реакций их термического разложения.
• 3. Условие задачи см № 3, для реакции: Hg(ж) + Cl2(г) = HgCl2(т)
• 4. Уравняйте реакцию и определите ее направление при стандартной и
  нестандартной температурах: СО2(г) + СаО(т) = СаСО3(т) ; Т = 1000⁰К
• 5. Условие задачи см.№ 6, для реакции: H₂O(_г) + BaO(_т) =Ba(OH)₂(_т); Т =
  1000⁰С
• 6. Реакция восстановления Fe₂O₃ протекает по уравнению: Fe₂O₃(_т) + 3H₂(_г) =
  2Fe(_т) + 5H₂O(_г) Возможна ли эта реакция при стандартных условиях, если
  изменение энтропии ∆S=0,1387 кДж/моль? При какой температуре

начнется восстановление Fe₂O₃?

• 7. Энтальпия образования углекислого газа равна -395,4 кДж/ моль. Сколько
  сожжено угля, если выделилось 3954 кДж теплоты?
• 8. Реакция получения водяного газа (СО + Н₂) идет по уравнению С(_к) +
  Н₂О(_г) = СО(_г) + Н₂(_г). Вычислите теплоту реакции, и определите сколько
  поглощается теплоты при образовании 1000 л водяного газа при н.у.
• 9. В ходе доменного процесса возможно реакция Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.
  При какой температуре начнется эта реакция, если ∆Нх.р. = +34,5

кДж/моль?

• 10. Определите стандартную теплоту образования сероуглерода CS₂, если
  известно, что CS₂(_ж) + 3О₂ = СО₂(_г) + 2SO₂(_г). ∆Н_х.р. =-1075 кДж/моль.
• 11. Вычислите ∆Н⁰298 хлорида аммония, если для реакции: NH3(г) + HCl(г)=
  NH4Cl(к). ∆Н⁰х.р.=-176,93 кДж/моль.
• 12. При растворении 16 г СаС2 в воде выделяется 31,1 кДж теплоты.
  Определите стандартную теплоту образования Ca(OH)2.
• 13. Определить ∆Н⁰298Fe2O3, если при реакции 2Fe +Al2O3 = Fe2O3 + 2Al
  каждые 80 г Fe₂O₃ поглощают 426,5 кДж теплоты.
• 14. Вычислите ∆Н⁰298 сахарозы С12Н22О11, если ∆Н⁰х.р.= -5694 кДж/моль.

С12Н22О11 + 12 О2 = 120 СО2 + 11 Н2О.

• 15. Аллотропные модификации углерода. Теплота сгорания карбина ΔH⁰298 =
  356,1 кДж/моль, а для графита теплота сгорания ΔH⁰₂₉₈ = 396,3 кДж/моль.
  Сравнить термическую устойчивость графита и карбина. Чем объясняется
  необычное обилие соединений углерода.
• 16. Определите тепловой эффект реакции РbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2.
• 17. Рассчитайте какая из реакций при стандартных условиях может идти
  самопроизвольно:

а)Fe(_k) + Al₂O₃(_k) → Al(_k) + Fe₂O₃(_k)

б)Al(k) + Fe2O3(k) → Fe(k) + Al2O3(k)

• 18. Рассчитайте, можно ли при стандартных условиях пользоваться
  металлическим алюминием для восстановления магния из его оксида по
  реакции: 3MgO(k) + 2Al(k) = 3Mg(k) + Al2O3(k).
• 19. Стандартная энергия реакции ВаСО3(к) = ВаО(к) + СО2(г) имеет

положительное значение. При какой температуре реакция станет

возможной?

• 20. Рассчитайте стандартную энергию реакции N2 + 2H2O = NH4NO3 и
  сделайте вывод о возможности ее протекания. ∆G⁰298 NH4NO3 = 115,94
  кДж/моль.
• 21. Какая из приведенных ниже реакций характеризуется минимальным
  значением стандартной энергии:

4NH3(г) + 3О2(г) = 2N2(г) + 6Н2О(г);

4NH3(г) + 5О2(г) = 4NO(г) + 6Н2О(г).

Ответ подтвердите, рассчитав ∆G⁰298 реакций.

• 1. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ

Химическая кинетика – это учение о химическом процессе, его
механизме и закономерности протекания во времени. При исследовании
химических реакций применяют как методы химической термодинамики, так и
методы химической кинетики. Химическая термодинамика позволяет
вычислить тепловой эффект данной реакции, а также предсказать, осуществима
ли данная реакция и состояние её равновесия, т.е. предел, до которого она
может протекать. Но для практики нужно знать не только возможности
осуществления данной реакции, но и скорость её протекания. Ответ на этот
вопрос даёт химическая кинетика.

Скорость химической реакции – это изменение концентрации одного из
реагирующих веществ в единицу времени в единице реакционного

пространства.

∆С
v=± ,

∆t

где С – молярная концентрация одного из реагирующих веществ. Знак
«+» относится к изменению концентрации вещества, образующегося в

результате реакции, а знак «-», к изменению концентрации вещества,
вступающего в реакцию.

Скорость реакции зависит от многих факторов:

• 1) Природы реагирующих веществ. Так, например, взаимодействие
  между электролитами, где вещества находятся в ионном виде, протекает
  практически мгновенно в отличие от взаимодействия молекул с ковалентными
  связями (органические неполярные растворители);
• 2) Физического состояния веществ. При изучении скорости химической
  реакции необходимо различать реакции в гомогенных и гетерогенных
  системах. Гомогенными называют такие однородные системы, между
  составными частями которых нет каких-либо поверхностей раздела, например,
  газовые смеси или растворы.

Гетерогенными называют такие разнородные системы, составные части
(фазы) которых отделены друг от друга поверхностями раздела. Сами фазы
однородны, т.е. гомогенны. Например, жидкости, сосуществующие с парами
или кристаллами, несмешивающиеся жидкости, или же жидкости,
сосуществующие одновременно с кристаллами и с газами. Таким образом,
системы могут состоять из двух, трех и большего числа фаз и реакция
протекает на границе раздела фаз.

Скорость гетерогенных реакций зависит от площади поверхности, на
которой они протекают. Увеличение площади поверхности твердого вещества
путем измельчения приводит к возрастанию скорости реакции.

∆C 1
v=± ,

∆t S

где S – площадь границы раздела фаз.

• 3) Температуры.

Согласно правилу Вант-Гоффа (1884 г.) при повышении температуры
на 10 градусов скорость гомогенных химических реакций увеличивается в два-
четыре раза.

[ ТгТ

иТ)=и(т )• Y ^{10 J},

где v(T1) и v(T₂) - скорости реакции при температурах Т1 и Т2,

соответственно; γ – «гамма» - температурный коэффициент скорости реакции
(коэффициент Вант-Гоффа), численное значение которого для большинства
реакций лежит в интервале от 2 до 4.

Пример 1. Температурный коэффициент скорости реакции равен 2,8. Во
сколько раз возрастет скорость реакции при повышении температуры от 20 до
75 ⁰С?

Решение.

Воспользовавшись правилом Вант-Гоффа получим: v(T₂) / v(T1) = у №) =
_2,85,5

lg V(T2) / V(T1) = 5,5 • lg2,8 = 2,458, отсюда

VT) / V(T1)= 287

Ответ: в 287 раз.

• 4) Концентрации реагирующих веществ.

При постоянной температуре и давлении истинная скорость гомогенной
химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций
реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических
коэффициентов (Закон действия масс) .

Например, для простой реакции: nА + mB = pC + qD, скорость по закону
действия масс можно выразить следующим образом:

υ = k [А]ⁿ[С]^m.

где [А], [В₂] – молярные концентрации реагирующих веществ, а
коэффициент k называется константой скорости химической реакции,
который зависит от природы реагирующих веществ.

Данную формулу можно применять, если в качестве реагирующих
веществ выступают идеальные газы или сильно разбавленные растворы. Если в
реакции участвуют вещества в твердой фазе, то при записи закона действия
масс их не нужно учитывать.

Формулу также нельзя применить к реакциям сумма показателей
степеней концентраций которых больше трех. Так как вероятность
одновременного столкновения трех и более молекул невелика, такие реакции
идут в несколько стадий.

Пример 2. Как изменится скорость реакции: NO(г.) + O2(г.) ↔ NO2(г.),
если уменьшить объем реакционного сосуда в 3 раза?

Решение. Расставим коэффициенты в уравнении: 2NO(r.) + О₂(г.) ^
2NO₂(r.)

До изменения объема скорость реакции выражалась уравнением: и1 =
k[NO]²[O2].

Вследствие уменьшения объема концентрация каждого из реагирующих
веществ возросла в 3 раза. Следовательно, теперь: и₂ = k(3[NO])²(3[O₂]) = 27 k [
NO ]²[O2].

Сравнивая выражения для и1 и и₂ видим, что скорость реакции возросла в
27 раз.

Ответ: скорость реакции возросла в 27 раз.

• 5) Влияние катализаторов. Вводимые в реакционную систему в
  небольших количествах, катализаторы значительно изменяют скорость реакции

и выделяются в конце реакции в химически неизменном состоянии.

Каждая реакция характеризуется энергетическим барьером (который
помогает снизить катализатор). Для его преодоления необходима энергия
активации ЕА – некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней
энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать
молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным. С ростом
температуры число активных молекул быстро увеличивается, что и приводит к

резкому возрастанию скорости реакции.

Зависимость константы скорости реакции от энергии активации
выражается уравнением Аррениуса:

Ea
—

k = ZP • e RT ,

где Z-число столкновений молекул в секунду в единице объёма, Т-
температура, R-универсальная газовая постоянная, Р - вероятность того, что
столкновение двух молекул приведёт к образованию нового вещества.

Пример 3. Энергия активации некоторой реакции в отсутствие
катализатора равна 75,24 кДж\моль, а с катализатором - 50,14 кДж/моль. Во

сколько раз возрастёт скорость реакции в присутствии катализатора, если
реакция протекает при 298 К.

Решение. Обозначим энергию активации реакции без катализатора через

Ε_А1, а с катализатором через Ε_А2; соответствующие константы скорости реакции
обозначим через k и k. Используя уравнение Аррениуса находим:

ЕА2

k₂
k₁

e

RT

EА1

—

RT

( E А1^- E А 2 )

RT

=^e отсюда:

^ ₌ (EА, - EА2) ₌ (75,24 - 50,14) • 103

g k 1 2,3RT 2,3 • 8,314 • 298

Ответ: скорость реакции возросла в — = 2,5 • 10⁴ (25 тысяч раз).
k1

Пример 4. Рассчитать изменение константы скорости реакции, имеющей
энергию активации 191 кДж/моль, при увеличении температуры от 330 до 400

к.

Решение. Зависимость скорости реакции от температуры определяется
уравнением Аррениуса:

lnК = lnА - Еа/ RT

Логарифм отношения констант скоростей реакции при температурах Т₂ и Т₁

соответственно равен:

, Кт 2 Еа ( 11 А

lg_

К_Т 1 2,3R [ Т 1Т

где R - универсальная газовая постоянная, равная 8,32 Дж/моль К.

Поставив в это уравнение данные задачи, получим:

, К_Т2 191 • 103 ( 1 1 А „,

lg -^2- -----« 5, откуда К_Т2 /Кт1 = 105 .

К_Т 1 2,3 • 8,314 L330400)

• 6) Влияние инициаторов. Имеется большая группа химических реакций
  – окисление молекулярным кислородом, процессы полимеризации и др.,
  которые начинаются в присутствии инициаторов. Инициаторами называют
  вещества, которые легко распадаются на активные частицы (радикалы,
  свободные атомы, возбужденные молекулы и др.). В качестве инициаторов
  используют пары натрия, некоторые перекисные и азосоединения. Реакции,
  протекающие с участием активных частиц, называются цепными.
• 7) Влияние электромагнитного излучения. Реакции, протекающие под
  влиянием электромагнитного излучения ультрафиолетового или видимого
  участка спектра, называются фотохимическими. При поглощении кванта света
  молекулы возбуждаются и становятся реакционноспособными. К
  фотохимическим реакциям относятся фотосинтез, выцветание красок и др.

Большинство химических реакций обратимы, то есть протекают
одновременно во взаимно противоположных направлениях. Состояние
химического равновесия сохраняется до тех пор, пока не изменятся внешние
условия. В этом случае могут неодинаково измениться скорости прямой и
обратной реакции, и произойдет сдвиг (смещение) равновесия.

Закономерности, которые наблюдаются при смещении химических
равновесий, охватывает принцип Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать какое-
либо внешнее воздействиее, то в системе усилится реакция (прямая или
обратная), течение которой ослабляет влияние этого воздействия.

Следствие 1. При увеличении температуры ускоряются и прямая, и
обратная реакции, а равновесие смещается в сторону эндотермической реакции,
а при уменьшении замедляются и прямая, и обратная реакции, а равновесие
смещается в сторону экзотермической реакции.

Следствие 2. Принимая во внимание, что молярные объемы различных
газов при одинаковых условиях также одинаковы при увеличении давления в
газовых смесях равновесие смещается в сторону образования меньшего числа
молей газов, а при увеличении давления – в сторону образования большего
числа молей газов.

В процессах, протекающих в жидеих фазах значительных изменений
объемов происходить не может и изменение давления не вызывает
значительных смещений равновесий.

Следствие 3. При увеличении концентрации какого либо компонента
системы равновесие смещается в сторону расхода этого компонента.

Следствие 4. Участие катализатора приводит к равномерному ускорению
как прямой, так и обратной реакции и в связи с этим не оказывает влияния на
смещение равновесия.

Химическая реакция mA+nB↔pC+qD (где n, m, p и q указывают число
молекул А, В, С и D) протекает при постоянных давлении и температуре. В
ходе реакции число молей исходных веществ А и В уменьшается, а число молей
продуктов реакции C и D увеличивается.

. Химическое равновесие это состояние системы, при котором скорость прямой
реакции равна скорости обратной реакции. Применив закон действия масс для
гомогенной системы, зависимость прямой и обратной реакции от концентрации
реагирующих веществ определяется выражениями:

vпр.=kпр.[А]^m[В]ⁿ, vобр.=kобр.[С]^p[D]^q и при vпр.= vобр. получим что

^k пр. _; [С]p [ D]q

k обр. [ A ]^m [ B ]^П p.

Константа равновесия системы представляет собой отношение
констант скорости прямой и обратной реакции или отношение произведения
концентрации продуктов реакции к произведению концентраций исходных

веществ.

Величина К_р связана с изменением энергии Гиббса следующим

уравнением:

lnK_p

AGPT
—

RT

Пример 5. При некоторой температуре константа диссоциации
йодовородорода на простые вещества равна 6,25·10^-2. Какой процент HI
диссоциирует при этой температуре?

Решение. Уравнение диссоциации HI:

2HI(г.) ↔ H2(г.) + I2(г.)

Обозначим начальную концентрацию HI через С (моль/л). Если к
моменту наступления равновесия из каждых С молей йодоводорода
диссоциировало х молей, то при этом, согласно уравнения реакции,
образовалось 0,5 молей водорода и йода соответственно. Таким образом,
равновесные концентрации составляют: [HI]=(C – x) моль/л; [H2] = [I2] =

0,5х моль/л

Подставим эти значения в выражение константы равновесия реакции:

Кравн=^[н2]jI2^]

6,25 • 10-² = ^0,5x'^0,5x, х = 0,333
(C - x )²

если С – 100%, то х=33,3%

Ответ: 33,3%

Пример 6. В каком направлении сместится равновесие в системах: а)
СО(г.) + Сl2(г.) ↔ СОСl2(г.); б) 2HI(г.) ↔ H2(г.) + I2(г.), если при неизменной
температуре увеличить давление газовой смеси.

Решение. а) Протекание реакции в прямом направлении приводит к
уменьшению общего числа молей газов, т.е. к уменьшению давления в системе.
Поэтому, согласно принципу Ле-Шателье, повышение давления вызовет
смещение равновесия в сторону прямой реакции.

б) Протекание реакции не сопровождается изменением числа молей газов, и
изменение давления не вызовет смещение равновесия в системе.

Пример 7. Используя справочные данные, найти значение температуры,
при которой константа равновесия реакции образования водяного газа:
С(графит) + Н2О(г.) ↔ СО(г.) + Н2(г.) равна единице.

Решение. Из уравнения 1пК_равн= - AG_p,_T/ (R ■ T) следует, что при Кравн=1
стандартная энергия Гиббса химической реакции равна нулю. Тогда из
соотношения ∆G⁰T = ∆H⁰T - T∆S⁰T вытекает, что Т = ∆H⁰T / ∆S⁰T.
Воспользовавшись табличными данными находим, что ∆Н = 131,3 кДж, а ∆S =
0,1336 кДж/К, отсюда Т = 131,3 / 0,1336 = 983 К.

Ответ: 983 К.

Контрольные вопросы

22.На основе закона действия масс определите, как изменится скорость
указанных простых реакций при изменении условий эксперимента.

2NO + CI2 ^ 2NOC1

• а) при увеличении [ NO ] в 3 раза;
• б) при уменьшении [Cl₂ ] в 2 раза;
• в) при сжатии смесей в 2 раза;
• г) при двукратном разбавлении смеси при постоянном давлении.

• 23. Условие то же, что в задаче №51 :

H2 + 2 NO ^ N2O + H2O

• а) при увеличении [H2 ] в 4 раза;
• б) при уменьшении [NO] в 4 раза;
• в) при увеличении объема в 2 раза;
• г) при сжатии смеси в 2 раза.

• 24. Определите температурный коэффициент реакции, если с повышением
  температуры на 50^о С скорость реакции возросла в 625 раз?
• 25. В системе: CO + Cl₂ ^ COC12 концентрацию СО увеличили с 0,03 до 0,12
  моль/л, а концентрацию Cl₂ от 0,02 до 0,06 моль/л. Во сколько раз возросла
  скорость реакции?
• 26. Константа равновесия реакции FeO_г + CO_г ^Fe_т + СО2 г при некоторой
  температуре равна 0,5. Найти равновесные концентрации СО и СО₂, если их
  начальные концентрации составляли: [СО]_исх=0,05 моль/л, [СО₂]_исх=0,01
  моль/л.
• 27. Изменение энергии Гиббса (AG0298) в реакции образования воды Н₂(_г) + 0,5
  О2(г) = Н2О(г) равно -228,6 кДж/моль. Вычислите константу равновесия при
  стандартной температуре.
• 28. Константа равновесия реакции 4HCl(г) + О2(г) = 2Н2О(г) + 2Cl2(г) при 25⁰С
  равна 2,3 1013. Вычислите AG⁰ реакции.
• 29. Пользуясь константой равновесия определите в каком направлении идет
  реакция: Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4..
• 30. Равновесие в системе H2/г/ + I2/г/ = 2HI/г/ установилось при концентрациях:
  [Н2]_р=0,025 моль/л, [12]_р=0,005 моль/л и [Н1]_р=0,09 моль/л. Определите
  исходные концентрации йода и водорода.
• 31. Рассчитайте константу равновесия реакции: 2SO_3/г/o2SO_2/г/+О₂/_г/., пользуясь
  справочными данными AG.
• 32. Рассчитайте константу равновесия реакции : 4NH_3/г/ + 5О_2/г/о6Н₂О/_г/ +
  4NO_/г/, пользуясь справочными данными AG.
• 33. Константа равновесия реакции С(_граф_ит) + Н₂О(_г)^СО(_г) + Н₂(_г) при

температуре 25⁰С равна 7,8 10^-17. Вычислите AG0298 реакции. При какой
температуре начнется течение реакции в прямом направлении.?

• 34. Равновесие реакции 4НС1(_г) + О₂(_г) о 2Н2О(_г) + 2С12(_г) при нормальных
  условиях установилось при следующих концентрациях реагирующих
  веществ: [Н₂О]=0,14 моль/л; [C1₂]=0,14 моль/л; [НС1]=0,20 моль/л; [О2]=0,32
  моль/л. Вычислите стандартную энергию Гиббса через константу
  равновесия.
• 35. Рассчитайте энергию активации, если при увеличении температуры с 200 до
  500 К константа скорости возросла в 100 раз.
• 36. Рассчитайте изменение константы скорости реакции при увеличении
  температуры от 200 до 500 К, если энергия активации равна 11,6 кДж/моль.
• 37. На сколько градусов нужно повысить температуру, чтобы скорость реакции
  возросла в 90 раз. Температурный коэффициент равен 2,7.
• 38. При 393 К реакция заканчивается за 18 мин. Через сколько времени эта
  реакция закончится через 453 К, если температурный коэффициент скорости
  реакции равен 3.
• 39. Реакция разложения пентахлорида фосфора протекает по уравнению

РС1₅ ( г ) = Ра3 ( г ) + 02 ( г ) АН = + 92,59 кДж

Как надо изменить а) температуру; б) давление; в) концентрацию, чтобы
сместить равновесие в сторону прямой реакции разложения РСl5.

• 40. Как влияет на равновесие гетерогенной системы

С( к ) + СО2( г ) О 2 СО( г ) АН = + 119,8 кДж

• а) добавление СО₂( _г ); б ) добавление С( _к ); в) повышение температуры; г)
  повышение давления; д) введение катализатора; е) удаление СО( г ) ?

• 41. Почему изменение давления смещает равновесные системы

N2 + 3 H2 о 2NH3

• 42. В каком направлении будут смещаться равновесия с повышением
  температуры и давления для следующих обратимых реакций

2 SO2 + O2 о 2 SO3 ; A H0298 = - 196,6 к Дж

N2 + O2 о 2 NO ; A H0298 = + 180,7 к Дж

3O2 ⇔ 2 O3 ;

∆ H⁰298 = + 184,6 к Дж

• 43. Как повлияет понижение температуры и давления на равновесие
  следующих обратимых реакций

∆ H⁰298 = + 58,4 к Дж

N2 O4 ⇔ 2 NO2 ;

N2 + 3 H2 ⇔ 2 NH3 ; ∆ H⁰298 = - 92,4 к Дж

2 NO + O2 ⇔ 2 NO2 ; ∆ H⁰298 = - 113,0 к Дж

• 44. Как повлияет изменение давления и температуры на равновесие
  следующих обратимых реакций

2 СO ⇔ СO2 + С ; ∆ H⁰298 = - 172,5 к Дж

2 Н2S ⇔ 2 SH2 + S2 ; ∆ H⁰298 = + 169,4 к Дж

2 H Cl + O2 ⇔ 2 H2O( г ) + Cl ; ∆ H⁰298 = - 114,5 к Дж

• 45. Реакция между веществами А и В выражается уравнением: А+2В→С.
  Начальные концентрации составляют: [A]₀=0,03 моль/л, [B]₀=0,05 моль/л.
  Константа скорости реакции равна 0,4. Найти начальную скорость реакции и
  скорость реакции по истечении некоторого времени, когда концентрация
  вещества А уменьшится на 0,01 моль/л.
• 46. В 2 сосуда одной и той же вместимости помещены: в первый – 1 моль газа
  А и 2 моля газа В, во второй – 2 моля газа А и 1 моль газа В при одинаковой
  температуре. Будет ли различаться скорость реакции между газами А и В в
  этих сосудах, если скорость реакции выражается: а) уравнением v1=k1[А][В];
  б) уравнением v2=k2[А]²[В] ?

ЭЛЕКТРИЧЕСКАЯ ПРОВОДИМОСТЬ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТОВ

Различают 2 основные группы проводников электрического тока:
проводники I рода, электрическая проводимость которых обусловлена
электронами (металлы, графит), и проводники II рода, обладающие
проводимостью за счет движения ионов (расплавы и растворы электролитов).

Величина, характеризующая способность вещества проводить
электрический ток под действием внешнего электрического поля, называется
электрической проводимостью (L) – она является обратной электрическому
сопротивлению проводника (R). Измеряется в сименсах: См = Ом ^–1.

l 1 1S S

Если R = ρ , то L = = ⋅ = χ⋅ , где ρ – удельное

S R ρl l

сопротивление, Ом·м; χ – удельная электрическая проводимость, См/м; S –
площадь сечения проводника, м²; l – длина проводника, м.

Для оценки проводимости растворов и влияния на нее различных
факторов применяют две величины: удельную χ и молярную λ_м (или
эквивалентную λ_э) электрическую проводимость.

Удельной электрической проводимостью χ (См·см^-1) называют
электропроводность раствора, находящегося между параллельными
электродами площадью 1 см², расположенными на расстоянии 1см.

χ = α · с · F·(z₊u₊ + z _– u _--), где

α – степень диссоциации электролита; с – концентрация электролита,
экв/см³; F–число Фарадея (96500 Кл); u₊ , u _-- - электрическая подвижность

ионов (или абсолютная скорость ионов) м²/В-с; z₊ . z .. - заряд катионов и

анионов.

Сравнение скоростей движения различных ионов производится при
напряженности электрического поля 1 В/м.

При повышении температуры электролита возрастает подвижность ионов
и удельная электрическая проводимость:

Х2 = Х1 • [1 + Y (^т2 — T1)]. где

Y - температурный коэффициент электрической проводимости (для
сильных кислот 0,016, для сильных оснований 0,019 и для солей в водных
растворах 0,022).

Молярная электрическая проводимость – мера электропроводимости
всех ионов, образующихся при диссоциации 1 моль электролита при данной
концентрации. Она численно равна электрической проводимости такого объема
раствора (V, см³), в котором содержится 1 моль растворенного электролита,
причем электроды находятся на расстоянии 1 см друг от друга.

χ ⋅ 1000
Лм = X • V = —-—. где

Лм- молярная электрическая проводимость, См-см²/моль; X - удельная
электрическая проводимость, См/см; V - разведение раствора см³/моль; С -
молярная концентрация, моль/л.

С увеличением разведения молярная электрическая проводимость
возрастает и в области больших разведений стремится к предельному значению
Лмю

V = z • F • (и.' + и - !.

Произведения zFu.⁷ =Хм/ и zFu.*=Z_M.“ называются предельными
молярными проводимостями, или предельными подвижностями
катионов и анионов. Следовательно:

V = V^ю + л.

т.е. величина молярной электрической проводимости бесконечно
разбавленного раствора электролита равна сумме предельных подвижностей
катионов и анионов. Это соотношение называется законом независимого
движения ионов (закон Кольрауша).

Предельная подвижность ионов зависит только от природы растворителя
и температуры.

λ

м

λ^∞

м

u +u

=α ⁺

∞∞
u +u

+-

-

= α ⋅ f_λ , где

fx - коэффициент электрической проводимости.

Для слабых электролитов f = 1 и Л_м/Л_м^ю = а, а для сильных

электролитов а = 1, поэтому для них Лм/Лм⁷ = fX

Согласно представлениям теории Дебая - Хюккеля, в концентрированных
растворах сильных электролитов вокруг каждого иона существует оболочка из

противоионов. При движении иона в электрическом поле наличие его оболочки
вызывает появление двух эффектов, тормозящих движение иона в растворе:

электрофоретический эффект – оболочка стремиться перемещаться в
противоположную сторону, что замедляет движение самого иона;

релаксационный эффект – в процессе движения иона его оболочка
деформируется, так что с одной стороны от иона создается избыток
отрицательных зарядов, а с другой стороны – дефицит. Следовательно,
возникает поле, ослабляющее внешнее электрическое поле.

С ростом концентрации сильного электролита взаимодействие ионов
увеличивается, и поэтому молярная проводимость снижается.

λС = λ^∞ - (∆λЭ + ∆λР), где

молярная проводимость при данной концентрации λС всегда меньше
проводимости бесконечно разбавленного раствора λ^∞ за счет эффектов
электрофоретического и релаксационного торможения.

Зависимость молярной электрической проводимости от концентрации для
электролита, образованного однозарядными ионами выражается уравнением
Онзагера:

λС = λ^∞ - (А + В ·λ^∞)· л/c,

А и В – константы, полученные с учетом сил электрофоретического и
релаксационного торможения и зависящие от температуры, вязкости раствора и
диэлектрической проницаемости растворителя.

для разбавленных растворов (до 2·10^-2 моль/л) зависимость λ_м от
концентрации для электролитов, образованных однозарядными ионами была
экспериментально установлена Кольраушем:

λм = λм^∞ - А · 7c , где

А – константа, полученная с учетом электрофоретического и
релаксационного торможения.

Зависимость λ_м - c линейна, что позволяет рассчитать для сильных

электролитов λ_м^∞ экстраполяцией графика λ_м = f( c ) до С=0.

Исследования, основанные на измерении электрической проводимости
электролитов, проводятся с помощью кондуктометрических методов. Удельная
электрическая проводимость раствора пропорциональна проводимости L,
измеряемой с помощью кондуктометра:

χ = К·L, где

К – константа кондуктометрической ячейки (см^-1), представляющей собой
стеклянный сосуд с вмонтированными электродами. Величина К определяется
площадью электродов S (см²) и расстоянием между ними l (см) и зависит от
формы сосуда и объема раствора.

Кондуктометрия используется для определения степени и константы
диссоциации слабых электролитов, константы гидролиза солей, растворимости
труднорастворимых соединений и произведения растворимости солей.

Степень диссоциации электролита рассчитывается по формуле:

λ

α=

λ^∞ + λ^∞

+-

Константа диссоциации
разбавления Оствальда:

для бинарного электролита по закону

Кдис

2

αc

α²

λ²

(1-α)⁼(1-α)⋅V ⁼λ^∞ ⋅(λ^∞ -λ)⋅V ^{, где}

V – разведение раствора см³/моль; С - молярная концентрация моль/л.

Пример 1. Вычислить степень и константу диссоциации уксусной
кислоты при 25⁰С и разведении 20 л, если удельная электрическая
проводимость 0,05 моль/л раствора CH3COOH составляет 3,62◌ּ 10ˉ⁴ См/см, а
предельная молярная электрическая проводимость ионов H⁺ и CH3COO
соответственно равна 349,8 и 40,9 См·см²/моль.

Решение. В первую очередь определяется концентрация и молярная

электрическая проводимость раствора:

C = ¹ = ¹ = 0,05 моль/л

V 20

χ⋅1000 3,62⋅10^-4 ⋅1000 2

λ_м = ^χ = ^, = 7 24 См·см /моль.

^м C 0,05 ^,

Используя закон независимого движения ионов Кольрауша,
вычисляется величина молярной электрической проводимости бесконечно
разбавленного раствора электролита:

λм^∞= λм+^∞ + λм-^∞=349,8 + 40,9 = 390,7 См·см²/моль.

Степень диссоциации раствора кислоты в данных условиях равна:
α = λ^М = ^7,4 = 0,0185;

λ^∞_М390,7

Константа диссоциации соляной кислоты при 25⁰С составляет:
α²c 0,0185² ⋅ 0,05-5

дис = = 1,74 ⋅ 10.

(1 -α) 1 - 0,0185

Пример 2. Удельная электрическая проводимость насыщенного раствора
хлорида серебра при 25⁰С составляет 3,41·10‾⁶ См/см. Вычислите произведение
растворимости AgCl, если известно, что удельная электрическая проводимость
воды при 25⁰С равна 1,6·10‾⁶ См/см и предельные подвижности ионов
λ_Ag+^∞=61,9 См·см²/моль, λ_Cl-^∞=76,3 См·см²/моль.

Решение. Удельная электрическая проводимость насыщенного раствора
труднорастворимой соли χ_р-ра можно представить как сумму удельных
проводимостей соли и воды:

χр-ра = χсоли + χводы .

Следовательно, молярная проводимость насыщенного раствора AgCl:

( χр - ра
λ_М =

_-

χв оды

С

нас

)⋅1000

^;-------, где Снас - растворимость соли, моль/л.

Поскольку в растворе труднорастворимой соли концентрация ионов
очень мала, можно принять, что молярная электрическая проводимость λ_м
раствора равна предельной молярной электрической проводимости λ_м^∞.

Таким образом, растворимость соли может быть рассчитана:

С

нас

(χр - ра

_-

χводы)⋅1000 (3,41⋅10^-6-1,6⋅10^-6)⋅1000

∞∞
^λAg+ ^{+ λ}Cl

_-

61,9 + 76,3

=1,31⋅10^-5м

оль/л.

Произведение растворимости хлорида серебра рассчитывается по

формуле:

ПРAgCl= [Ag⁺]·[Cl^¯]= Cнас²= (1,31·10^-5)² = 1,72·10^-10.

Контрольные вопросы

• 47. Электрическая проводимость 0,01 моль/л раствора хлорида калия при
  25⁰С равна 0,0034См. Удельная проводимость этого раствора 1,41·10^-3См/см.
  Чему равна постоянная кондуктометрической ячейки? Во сколько раз
  увеличится удельная электрическая проводимость раствора, если повысить
  температуру на 10⁰С?
• 48. Сопротивление кондуктометрической ячейки, содержащей 0,1 моль/л
  раствора KCl составляет 1,16 Ом. Удельная электрическая проводимость этого
  раствора равна 1,29·10^-2 См/см. Сопротивление другого раствора в этой же
  ячейке равно 15 Ом. Чему равна удельная электрическая проводимость второго
  раствора?

49. Молярная электропроводность хлората серебра AgClO3 для ряда
концентраций приведена в таблице. Найдите предельную молярную
электропроводность этого соединения.

• 50. Молярная проводимость водного 0,03M раствора амида азотной кислоты
  H₂N₂O₂ при 15⁰С составляет 1,017 См·см²/моль. Предельные подвижности
  ионов равны: λ_Н+^∞=298См·см²/моль; λ_Na+^∞=39,9См·см²/моль;

λ^∞=93См·см²/моль (для NaHN₂O₂). Вычислите константу диссоциации
амида азотной кислоты в соответствии с уравнением H2N2O2 ↔ H⁺ + HN2O2

• 51. Постоянная кондуктометрической ячейки К= 0,41 см ¹ . Электрическая

проводимость 0,02 моль/л раствора уксусной кислоты при 25⁰С составляет
5,8◌ּ 10◌ֿ ⁴См. Определите молярную электрическую проводимость раствора и
степень диссоциации CH3COOH, если предельные подвижности ионов H⁺ и
CH3COO^‾ соответственно равны 349,8 и 40,9 См·см²/моль.

52. Молярная электропроводность азотной кислоты HNO₃ для ряда

концентраций при 18⁰С приведена в таблице. Найдите предельную

молярную электропроводность этого соединения.

• 53. Удельная электрическая проводимость раствора муравьиной кислоты при
  25⁰С и при разведении 64 л составляет 6,75·10‾² См/м, а предельные
  подвижности ионов H⁺ и CHOO соответственно равны 349,8◌ּ 10ˉ⁴ и
  54,6 ◌ּ 10ˉ⁴ См·м²/моль. Определите константу диссоциации муравьиной

кислоты и удельную электрическая проводимость раствора при 30⁰С.

• 54. Произведение растворимости сульфата бария 1,3·10^-10.Вычислите удельную
  электропроводность насыщенного раствора BaSO4, если предельные

подвижности ионов Ba²⁺ и SO4² соответственно равны 127,26 и 160,04

См·см²/моль. Удельная электропроводность воды составляет 1,3·10^-6См/см.

• 55. Найдено, что при 25⁰С насыщенный раствор ферроцианата кобальта
  Co2[Fe(CN)6] имеет удельную электрическую проводимость 2,06·10^-6 См/см,
  в то время как удельная электропроводность воды была 4,1·10^-7 См/см.
  Подвижность иона Со²⁺ равна 86 См·см²/моль и иона [Fe(CN)6]^4- равна 402
  См·см²/моль. Определить растворимость соли Co₂[Fe(CN)₆] в воде.
• 56. Электрическая проводимость 0,02 моль/л раствора хлорида калия при 25⁰С
  равна 5,04·10^-3 См. Удельная проводимость этого раствора 2,77·10^-3См/см.
  Чему равна постоянная кондуктометрической ячейки? Во сколько раз
  увеличится удельная электрическая проводимость раствора, если повысить
  температуру на 15⁰С?
• 57. Удельная электрическая проводимость 0,1М раствора этиламина при 25⁰С
  составляет 1,5·10‾³ См/см. Предельная молярная электропроводимость равна
  204 См·см²/моль. Определите степень диссоциации и константу

диссоциации C2H5NH2.

• 58. Молярная электрическая проводимость 0,05М раствора гидроксида натрия
  при 18⁰С равна 190 См·см²/моль. Определите удельную электрическую
  проводимость этого раствора при 25⁰С.
• 59. Молярная электропроводность соляной кислоты HСl для ряда концентраций
  при 18⁰С приведена в таблице. Найдите предельную молярную

электропроводность этого соединения. Определите степень и константу
диссоциации 0,01М раствора HCl.

5

0,1

351

• 60. Произведение растворимости карбоната кальция 5·10^-9.Вычислите

удельную электропроводность насыщенного раствора CaCO3, если
предельные подвижности ионов Ca²⁺ и CO₃² соответственно равны 119,0 и
138,6 См·см²/моль. Удельная электропроводность воды составляет 1,0·10^-
6См/см.

• 61. 0,001М раствор нитрата цезия при 18⁰С имеет удельную электрическую
  проводимость 1,27·10^-4См/см. Ионная проводимость NO₃¯ в этих условиях
  равна 60,4 См·см²/моль. Определите молярную проводимость раствора
  CsNO₃ и подвижность (ионную электропроводимость) иона Cs⁺.

ЭЛЕКТРОДНЫЕ ПОТЕНЦИАЛЫ И ЭЛЕКТРОДВИЖУЩИЕ СИЛЫ

Если металлическую пластину опустить в воду, то на границе металл-
жидкость возникает двойной электрический слой, характеризующийся
определенным скачком потенциала – электродным потенциалом φ.
А2бсолютное значение электродных потенциалов измерить не удается.
Электродные потенциалы зависят от ряда факторов (природы металла,
концентрации, температуры и др.).

Стандартным электродным потенциалом металла называют его
электродный потенциал, возникающий при погружении металла в раствор
собственного иона с концентрацией, равной С=1моль/л, измеренный по
сравнению со стандартным водородным электродом, потенциал которого при
25О С (298 К) и давлении Р =1 атм условно принимается равным нулю (^Ф =0).

Располагая металлы в ряд по мере возрастания их стандартных
электродных потенциалов (^ ), получаем так называемый «ряд напряжений»
(см. в Приложении табл.2 «Стандартные электродные потенциалы (ф°)
не2которых металлов (ряд напряжений)»).

Положение того или иного металла в ряду напряжений характеризует его
восстановительную способность, а также окислительные свойства его ионов в
водных растворах при стандартных условиях. Чем меньше значение ^°, тем
большими восстановительными способностями обладает данный металл в виде
простого вещества и тем больше восстановительные способности проявляют
его ионы. Электродные потенциалы измеряются в приборах, которые получили
название гальванических элементов. Окислительно-восстановительная
реакция, которая характеризует работу гальванического элемента, протекает в
направлении, в котором ЭДС элемента имеет положительное значение. В этом
случае ^G° < °, так как AG^ =-nFE, где n - число электронов, принимающих
участие в процессе; F – число Фарадея (96500 Кл); Е – ЭДС гальванического
элемента. Для определения ЭДС гальванического элемента из потенциала
катода следует вычесть потенциал анода:

Е = Фк-Фа

В случае концентраций растворов, отличных от С^О =

используется уравнение Нернста

n+ — m0 n+ -I- ^{2,3 RT}

ϕМе /Me = ϕ Ме /Me +

nF

1 моль/л
lg СМеⁿ⁺

Пример 1. Рассчитайте стандартную ЭДС элемента, в котором при 298 К
протекает реакция по уравнению Н2 + 1/2О ↔ Н2О.

Решение. Стандартная ЭДС элемента Е⁰ определяется уравнением

Е⁰₂₉₈ = - ∆ G⁰₂₉₈,

nF

где G - стандартная энергии Гиббса реакции;

nF - количество электричества, которое теоретически можно получить при

электрохимическом превращении одного моля вещества;

F - число Фарадея; F = 96500 Кл/моль = 96500 (Дж/моль В).

∆ G⁰298 = ∆ G⁰обрН2О- 1/2 G⁰обрО2 - ∆ G⁰обрН2;

∆ G⁰обрН2О = 237,4 кДж /моль; ∆ G⁰обрН2 = ∆ G⁰обрО2 = 0;

∆ G⁰ = - 237,4 - 0 - 0 = 237,4 к Дж/ моль.

В соответствии с законом Фарадея при окислении одного моля водорода через
электрод протекает два числа Фарадея электричества (1F=96500Кл),
следовательно,

Е⁰298 = - - 237, 4 ⋅10³ Дж / моль = 1,23 В

2 ⋅ 96,5 ⋅10³ Дж/ моль ⋅ В

Пример 2. Рассчитайте ЭДС элемента, в котором при 298К установилось
равновесие Zn + 2Ag⁺ ↔ Zn²⁺ + Ag; СZn2⁺= 0,01 моль/л; СAg⁺ = 10^-3 моль/л.
Напишите электронные уравнения электродных процессов.

Решение. ЭДС элемента равна разности потенциалов положительного и
отрицательного электродов. Из табл. 2 Приложения видно, что положительным
будет серебряный, а отрицательным - цинковый электрод. На электродах:
на катоде Ag⁺ + e ⇔ Ag,

на аноде Zn - 2e ⇔ Zn ²⁺ .

Потенциалы металлических электродов по уравнению Нернста равны

ϕМеⁿ⁺ /Me = ϕ⁰ Меⁿ⁺ /Me +

2,3 RT
nF

lg СМеⁿ⁺

Подставляя в уравнение значения ϕ⁰ из табл. 2 Приложения и значения R, T, F,
получаем:

ϕZn²⁺ /Zn = - 0,76 + 0,059 lg 10^-2 = - 0,82 B;

2

ϕAg⁺ /Ag = + 0,80 + 0,059/2 lg 10^-3 = +0,62 B;

E = ϕAg⁺ /Ag - ϕZn²⁺ /Zn = 0,62 – (- 0,82) = 1,44 В.

Контрольные вопросы

• 62. Составьте схемы двух гальванических элементов, в одном из которых олово
  является анодом, а в другом - катодом. Напишите уравнения электродных
  процессов и вычислите ЭДС каждого элемента.
• 63. Составьте схему, напишите уравнения электродных процессов и
  рассчитайте ЭДС элемента, состоящего из медной и кадмиевой пластин,
  19

опущенных в раствор собственных ионов С_cu²⁺=0,1 и C_Cd²⁺=0,1 моль/л.
Изменится ли ЭДС, если концентрация каждого вида ионов увеличится в 10
раз?

• 64. Какой должна быть концентрация цинка в растворе, чтобы элемент
  (-)Mg/Mg²⁺//Zn²⁺/Zn (+) при СMg²⁺ = 1 моль/л имел ЭДС = 1,6 В?
• 65. Определите значение электродного потенциала меди, погруженной в
  0,0005н раствор Cu(NO3)2.
• 66. Вычислите потенциал железного электрода, опущенного в раствор,
  содержащий 0,0699 г FeCl2 в 0,5 л.
• 67. Составьте схему гальванического элемента, образованного железом и
  свинцом, погруженными в 0,005 М растворы их солей. Рассчитайте ЭДС этого
  элемента и изменение величины энергии Гиббса.
• 68. Вычислите ЭДС и изменение стандартной энергии Гиббса для
  гальванического элемента, образованного магнием и цинком, погруженными в
  растворы их солей с концентрацией ионов (моль/л)СMg²⁺= 1,8⋅10^-5,СZn²⁺= 2,5⋅10^-2.
  69. Вычислите ЭДС и изменение стандартной энергии Гиббса в медном
  концентрационном элементе, если у одного электрода С_cu= 1 моль/л, а у
  другого - 10^-3 моль/л.
• 70. ЭДС гальванического элемента состоящего из никеля, погруженного в
  раствор его соли с концентрацией 10^-4 моль/л, и серебра, погруженного в
  раствор его соли равна 1,108 В. Определите концентрацию ионов Ag⁺ в
  растворе его соли.
• 71. Гальванический элемент состоит из железа, погруженного в раствор его
  соли с концентрацией ионов Fe²⁺равной 0,001 моль/л и меди, погруженной в
  раствор ее соли. Определите концентрацию ионов меди, чтобы ЭДС элемента
  стала равной нулю.
• 72. Какие реакции протекают у электродов, образованных железом и оловом,
  погруженных в растворы двухвалентных металлов, которые соединены
  солевым мостиком? Рассчитайте ЭДС и ∆G⁰₂₉₈ гальванического элемента.
• 73. Что является окислителем и восстановителем в гальваническом элементе,
  составленном из олова и серебра, которые погружены в 1н растворы их солей?
  Составьте схему соответствующего гальванического элемента. Исходя из
  величин стандартных электродных потенциалов и значения ∆G⁰298, укажите,
  можно ли осуществить данную реакцию в гальваническом элементе?
• 74. Рассчитайте стандартное ЭДС элемента в котором установилось
  равновесие: Fe + Cu²⁺⇔ Fe²⁺ + Cu ∆G⁰_обр..Cu²⁺=+66,2 кДж/моль, ∆G⁰_обр.Fe²⁺ =-
  84,8 кДж/моль.
• 75. Рассчитайте стандартную ЭДС элемента в котором установилось
  равновесие при 298К

Zn + 2Ag ⁺⇔ Zn²⁺ + 2Ag

G⁰обр.Zn²⁺= -146,5 кДж/моль, ∆G⁰обр.Ag⁺=+77,2 кДж/моль.

• 76. Вычислить ЭДС элемента (-)Mg/Mg²⁺//Zn²⁺/Zn(+) при следующих

концентрациях солей:

С_Mg²⁺=1 моль/л; С_Zn²⁺=0,1 моль/л;

СMg²⁺=0,1 моль/л; СZn²⁺=1 моль/л;

СMg²⁺=0,01 моль/л; CZn²⁺ =0,01 моль/л;

С_Mg²⁺=0,01 моль/л; C_Zn²⁺=0,001 моль/л.

• 77. Определить электродные потенциалы цинка при следующих концентрациях
  солей: СZn²⁺=1моль/л; СZn²⁺=0,1 моль/л; СZn²⁺=0,01 моль/л; СZn²⁺=0,001 моль/л..
  Исходя из значений стандартных электродных потенциалов, рассчитайте для
  298К значения AG реакций:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2

Cu + 2Ag⁺ = Cu²⁺ + 2Ag.

• 78. Составьте схему концентрационного элемента при С_Ag⁺ = 10^-1 моль/л у
  одного электрода и CAg⁺ =10^-3 моль/л у другого электрода. Напишите уравнения
  электродных процессов и рассчитайте ЭДС элемента.
• 79. Составьте схему концентрационного элемента при CZn²⁺= 1моль/л у одного
  электрода и CZn²⁺ = 10^-3 моль/л у другого электрода. Напишите уравнения
  электродных процессов и рассчитайте ЭДС гальванического элемента
• 80. Вычислите ЭДС гальванического элемента, составленного из стандартного
  водородного электрода и цинкового электрода, погруженного в раствор ZnSO₄,
  в котором концентрация ионов [Zn²⁺]=0,01моль/л. Составьте электронные
  уравнения процессов, происходящих на электродах при работе этого элемента.

ЭЛЕКТРОЛИЗ

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс превращения
вещества (раствор или расплав) под действием электрического тока. На катоде
восстанавливаются катионы, на аноде окисляются анионы. При проведении
электролиза применяют растворимые (металлические) и нерастворимые
(угольные) электроды. В случае применения металлических электродов

происходит растворение электрода на аноде, а анионы раствора или расплава

при этом не окисляются.

Электролиз подчиняется законам Фарадея.

• 1. При пропускании электричества 1F= 96500 Кл через раствор или

расплав вещества на электродах выделяется по одному эквиваленту

продуктов электролиза.

• 2. Количество выделенного вещества при электролизе зависит от

силы тока и времени пропускания электричества.

m

прод

Э л' I • t
прод

F

• П,

(1)

где m_прод – масса вещества, окисленного или восстановленного на электроде
(продукт электролиза); Э_прод – эквивалентная масса продукта электролиза; I –
сила тока, А; t – продолжительность электролиза, с; F – число Фарадея, равное
96500 Кл ; η – выход по току, % .

Пример 1. Какая масса меди выделится на катоде при электролизе
раствора CuSO4 в течении 1 ч при силе тока 4 А?

Решение. Схема электролиза раствора сульфата меди:

Катодный процесс: ^К: Cu²⁺+ 2e = Cu⁰

Анодный процесс: А: 2ОН

-

2e = 1O~ + ЩО

2^{2 2}

Продуктами электролиза являются медь (на катоде) и кислород (на
аноде).

Эквивалентная масса меди в CuSO4 равна:

Э~ = A

Cu _B

63,5

2

= 31,75 г,

где А – атомная масса меди, В – валентность меди.

Подставив в формулу (1) значения ЭCu22 =31,75 г/моль, I = 4 А, t = 3600 с,
η =1, получим

m^ =

Cu

31,75 - 4 • 3600

96500

•1 = 4,74 г.

Пример 2. Вычислите эквивалентную массу металла, зная, что при
электролизе раствора хлорида этого металла затрачено 3880 Кл электричества и
на катоде выделяется 11,742 г металла.

Решение. Из формулы (1)

Э =

11,742 - 96500

3880

= 29,35г, где

I • t = Q -количество электричества, Кл.

Пример 3. Какие реакции протекают на электродах при
электролизе раствора КCl? Чему равна сила тока при электролизе раствора в
течении 1 ч 40 мин 25 с , если на катоде выделилось 1,4 л водорода?

Решение. В водном растворе сульфата калия протекают реакции
диссоциации по уравнениям: KCl = K⁺ + Cl^-

H₂O = H ++ OH ^-

Из водных растворов щелочные металлы не выделяются, на катоде
происходит восстановление водорода из воды.

Схема электролиза раствора хлорида калия:

Катодный процесс: ^{К: 2H + + 2}^ = H2

Анодный процесс: А: 2Cl^-- 2ē = Cl⁰₂

Продуктами электролиза являются газы: водород и хлор.

„m • F

Преобразуем формулу (1) I =----, так как дан объем водорода, то

Э -1

mVH

отношение заменяем отношением ² , где V_H -объем водорода, л;

^ЭН ^Vэ(H2)

V_{Э(H )} = 11,2 л - эквивалентный объем водорода, t = 6025 c (1 ч 40 мин 25 с=

6025 c). Тогда:

1= VH2F - 1,4• 96500, _{2 1}

Уэ(н₂)t 11,2 • 6025

Контрольные вопросы

• 81. Электролиз CuSO4 проводили в течение 15 мин при силе тока 2,5 А,
  при этом выделилось 0,72 г меди. Составьте электронные уравнения процессов,

происходящих на электродах для медного и угольного анода. Найдите выход по
току.

• 82. При рафинировании меди током 25А выделяется за 4 часа 112 г меди.
  Рассчитайте выход по току.
• 83. Через раствор соли Ni(NO3)2 в течении 2,45 часа поступал ток силой 3,5А.
  Определите на сколько граммов за это время уменьшилась масса никелевого
  анода?
• 84. Через раствор сульфата цинка пропускали ток в течение 30 мин. При этом
  выделилось 0,25г цинка. Амперметр показал 0,4А. Какова ошибка в показаниях
  амперметра?
• 85. Какую массу алюминия можно получить при электролизе расплава Al₂O₃,
  если в течение часа пропускать ток силой 20000А при выходе по току 85%?
• 85. Определите силу тока, необходимую для процесса электролиза расплава
  хлорида магния проходящего в течение 10 часов при выходе по току 85%,
  чтобы получить 0,5 кг металлического магния?
• 86. При пропускании тока силой 2А в течение 1 часа 14 минут 24 секунд через
  водный раствор хлорида металла (11) на одном из графитовых электродов
  выделилось 2,94 г металла. Чему равна атомная масса металла, если выход по
  току 100% ? Какой это металл? Напишите уравнения реакций, протекающих на
  электродах.
• 87. Выход по току при получении металлического кальция при электролизе
  расплава хлорида кальция равен 70%. Сколько электричества надо пропустить,
  чтобы получить 200 г кальция?
• 88. Через раствор сульфата железа (11) пропустили ток силой 13,4А в течении 1
  часа. Определите количество железа, которое выделилось на катоде, если выход
  по току был равен 70%. Напишите уравнения реакций протекающих на
  электродах.
• 89. Железный предмет общей площадью 0,08м² помещен в качестве катода в
  раствор соли никеля. Какова толщина отложившегося слоя никеля? Плотность
  никеля 89000 кг/м³. Ток силой 3,15А пропускали в течение 42 мин.
• 90. В какой последовательности выделяются на катоде металлы при
  электролизе раствора, содержащего ионы Ni²⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Fe²⁺. Составьте схему
  электродных процессов при электролизе водного раствора NiSO₄. Сколько
  граммов никеля выделится на катоде, если на процесс затрачено 13,4 А⋅ч.
  Выход по току никеля составляет 80%.
• 91. При токе силой 2А в течение 40 мин выделилось на катоде 4,542 г
  некоторого металла. Вычислите электрохимический эквивалент этого металла е
  (г/А час).
• 92. Раствор NiCl2, содержащий 0,1297 кг соли, подвергали электролизу током
  5А в течение 5,36 часов. Определите массу никеля и объем хлора.
• 93. При электролизе раствора CuSO₄ с медными электродами масса катода
  увеличилась на 0,005 кг. Какое количество электричества было пропущено?
• 94. При электролизе раствора Cr2(SO4)3 током 1А масса катода возросла на 0,01
  кг. Определите количество электричества и время в течение которого оно было
  пропущено. Какой газ и в каком количестве выделился на аноде?
• 95. Вычислите объем Н₂, выделенного при пропускании тока в 5А в течение 1
  часа через раствор H₂SO₄.
• 96. Какие вещества и в каком количестве образуются при пропускании тока в
  6А в течение 1 часа через раствор КОН?
• 97. Какие реакции протекают на электродах при электролизе раствора сульфата
  цинка: а) с графитовым анодом; б) с цинковым анодом. Как изменится
  концентрация ионов цинка в растворе в обоих случаях, если через раствор
  пропустить ток силой 26,8 А в течение 1 часа. Выход по току на катоде цинка
  50%, на аноде - 100%.
• 98. В растворе находились 0,1 моль HgCl₂ и 0,2 моля CuCl₂. Какие вещества и в
  каком количестве выделяются на угольных электродах, если через раствор
  пропустить ток в 12А в течение 1,5 часов?
• 99. Напишите уравнения реакций, протекающих на графитовых электродах при
  электролизе а) расплава хлорида магния; б) раствора хлорида магния. Сколько
  времени необходимо вести электролиз при силе тока 2А, чтобы на катоде
  выделилось 2,43г вещества для реакций а и б?

КОРРОЗИЯ И ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ

При решении данного раздела см. табл.2 в Приложении «Стандартные
электродные потенциалы (ф⁰) некоторых металлов (ряд напряжений)»

Коррозия – это самопроизвольно протекающий процесс разрушения
металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия их
с окружающей средой.

При электрохимической коррозии на поверхности металла одновременно
протекают два процесса:

• 1) анодный - окисление металла: Ме0 - ne = Me²⁺.
• 2) катодный - а) восстановление ионов водорода: 2Н⁺ + 2е = Н₂,

или б) молекул кислорода, растворенного в воде: О^ + 2Н2О + 4^е = 4ОН- •

Пример 1. Как происходит коррозия цинка, находящегося в контакте с
кадмием в нейтральном и кислом растворах? Составьте электронные уравнения
анодного и катодного процессов. Каков состав продуктов коррозии?

Решение: Цинк имеет более отрицательный потенциал (-0,763 В), чем
кадмий (-0,403 В), поэтому цинк является анодом, а кадмий – катодом.

В кислой среде:

Анодный процесс: Zn⁰ - 2ē = Zn²⁺

Катодный процесс: 2H⁺ + 2ē = H2

В нейтральной среде:

Анодный процесс: Zn⁰ - 2ē = Zn²⁺

Катодный процесс: 0,5O2 + H2O+ 2ē =2 OH^-.

Так как ионы Zn²⁺ с гидроксильной группой образуют нерастворимый

гидроксид, то продуктом коррозии будет Zn(OH)₂.

Пример 2. При нарушении целостности поверхностного слоя медного
покрытия на алюминии в кислой среде будет проходить коррозия из-за
образования микрогальванического элемента. За 45с работы этого элемента
(гальванопары) выделилось 0,09л водорода (измеренного при н.у.). Какая масса
алюминия растворилась за это время и какую силу тока дает эта гальванопара?

Решение. Максимальная сила тока, образованная гальваническим
элементом, определяется следующим соотношением:

I = (m ·F) / Э

где: I – сила тока, А; m - масса растворившегося за 1с анода или выделившегося
на катоде за 1с вещества , г; F- постоянная Фарадея, 96500 Кл; Э - масса
эквивалента элемента, который выделяется на катоде, г.

За 1с на катоде выделяется 0,09/45 = 0,002л Н2.

Гальванический элемент дает ток силой I = (0,02⋅96⋅500)/11,2 = 7,2А

Масса эквивалента алюминия равна 9 г.

За 45с работы гальванопары алюминия растворилось:

mAl = (9 ⋅ 17,2⋅ 45 )/ 96500 = 0,072г.

Контрольные вопросы

• 100. Алюминий склепан с медью. Какой из металлов будет подвергаться
  коррозии в кислой среде? Составьте электронные уравнения для электродных
  процессов. Подсчитайте ЭДС и ∆G⁰298 этого элемента в стандартных условиях.
• 101. Железо покрыто никелем. Какое это покрытие? Какой из металлов будет
  корродировать при нарушении поверхности в кислой среде. Подсчитайте ЭДС
  и ∆G⁰₂₉₈ этого элемента при стандартных условиях. Составьте электронные
  уравнения электродных процессов.
• 102. Две цинковые пластинки, частично покрытые одна оловом, другая медью,
  находятся во влажном воздухе. Какая из этих пластинок быстрее подвергается
  коррозии? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного
  процессов коррозии этих пластинок.
• 103. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с
  кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары Mg - Pb.
• 104. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с
  кислородной и водородной деполяризацией при коррозии Al - Pb.
• 105. Какие процессы возможны при контакте железа с раствором соляной
  кислоты. Какие методы защиты железа от коррозии можно рекомендовать в
  этом случае. Напишите уравнения процессов.
• 106. Медь не вытесняет водород из разбавленных кислот. Почему? Однако,
  если к медной пластинке, опущенной в кислоту, прикоснуться цинковой, то на
  меди начинается бурное выделение водорода. Объясните это явление, составив
  уравнение анодного и катодного процессов.
• 107. Как происходит атмосферная коррозия луженой меди и луженого железа
  при нарушении покрытия? Составьте уравнения анодного и катодного
  процесса. В каком случае коррозия протекает быстрее? Ответ подтвердите
  расчетом разности потенциалов пар металлов.
• 108. Составьте электронные уравнения процессов, происходящих при коррозии
  сплава Sn-Zn в кислой среде и во влажном воздухе.
• 109. Линии водопровода, изготовленные частично из медных труб, ржавеют
  значительно быстрее, чем изготовленные из меди или целиком из железа.
  Почему? Ответ подтвердите составлением электронных уравнений.
• 110. Какие вещества образуются в результате атмосферной коррозии никеля,
  покрытого магнием? Составьте электронные уравнения электродных процессов
  111. В чем сущность защиты металлов от коррозии? Приведите пример
  «протекторной защиты» Fe в электролите, содержащем растворенный
  кислород. Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов.
• 112. Железные изделия покрыты кадмием. Какое это покрытие - анодное или
  катодное? Почему? Составьте электронные уравнения анодного и катодного
  процессов коррозии этого изделия во влажном воздухе и соляной кислоте.
  Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случае?
• 113. Составьте электронные уравнения анодного и катодного процессов с
  кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары алюминий-
  железо. Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случае?
• 114. Две железные пластинки, частично покрытые, одна оловом, другая -
  медью, находятся во влажном воздухе. На какой из этих пластинок быстрее
  образуется ржавчина? Почему ответ подтвердите составлением электронных
  уравнений анодного и катодного процессов коррозии этих пластинок.
• 115. В чем сущность защиты металлов от коррозии? Приведите пример
  «катодной защиты» Fe для подземной коррозии. Составьте электронные
  уравнения катодного и анодного процессов.
• 116. Составьте анодные и катодные процессы коррозии железа, покрытого
  сурьмой в случае кислородной деполяризации.
• 117. Железо покрыто никелем. Какие процессы будут протекать на электродах
  при электрохимической коррозии в нейтральной среде?
• 118. Составьте электронные уравнения катодного и анодного процессов с
  кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний-никель.
  Какие продукты коррозии образуются в первом и втором случаях
• 119. Как влияет рН среды на скорость коррозии железа и цинка? Составьте
  электронные уравнения анодного и катодного процессов при атмосферной
  коррозии этих металлов.

ФАЗОВОЕ РАВНОВЕСИЕ МНОГОКОМПОНЕНТНЫХ СИСТЕМ.

Жидкие трехкомпонентные системы

Закон распределения

Для каждой данной температуры отношение концентраций третьего
компонента в двух равновесных фазах есть величина постоянная, не зависящая
от абсолютного количества всех веществ, участвующих в распределении:

С1

= К , где К- константа распределения

С₂

С₁ – равновесная концентрация распределяющегося вещества в первой
фазе; С2 – равновесная концентрация распределяющегося вещества во второй

фазе. Для концентрированных растворов концентрации следует заменить
^a

активностями: ¹ = К.

a₂

В некоторых системах распределяющееся вещество имеет неодинаковые
частицы в разных растворителях.

Тогда

^С1ⁿM

— = ^к , где n = —-;

C2M

(М¹- средне-молярная масса распределяющегося вещества в первой фазе; М¹¹
во второй фазе).

_-

Если газ распределяется между газообразной и жидкой фазами, удобно
перейти к парциальному давлению:

С₂ = — P, а при постоянной температуре С₂=К1Р,
RT

1C

где К_А =-- и —- = K

¹ RT C

то С1 = КК¹Р, т.е. С1 = АР, где С1-концентрация газа в жидкой фазе.

Концентрация газа в жидкой фазе прямо пропорциональна парциальному
давлению газа (закон Генри).

При распределении третьего вещества между двумя несмешивающимися
жидкостями, возможен случай, когда степень диссоциации

распределяющегося вещества в разных растворителях отличается:

обозначим степень диссоциации распределяющегося вещества в первом

растворителе а1 и во втором а₂ Тогда: ^С1' (1

C2 • (1

-

-

а) = к

а)

Закон распределения широко используется при экстрагировании вещества

из раствора:

g₁

V1

g₀

—

, где

— = к

g₁

V2

• g0 - начальное количество экстрагируемого вещества;
• V1 - объем раствора, в котором находится экстрагируемое вещество ;
• V2-объем растворителя, употребляемый на одно экстрагирование;
• g1,g2 gn-количество вещества, остающееся в первоначальном растворе
  после 1,2......n -го экстрагирования. g = _gn--¹—

• ^{1 0} к • V + v₂

После второго экстрагирования:

g₁

g₂

V1

_—

-- = к и g 2 = g 1

g₂

♦

к • V1
к • V1 + V2

V

1₂

. . „ „ . ( KV У

При совместном решении: g₂=g₀ • I _{KV + v} I

с

После n- экстрагирований: gn=g0 ·

KV1

ⁿ

IKV1 + V2 J

Суммарное выделенное вещество с помощью n экстракций g_Э:
KV ⁿ

g_Э = g₀ · [ 1 –

]

IKV1 + V2 J

Пример 1. В 2л водного раствора находится 0,02 г йода. Какое количество йода
останется в водном растворе после экстракции его 30 мл сероуглерода:
а) если экстракцию проводить однократно всем количеством CS₂; б) если
экстракцию проводить двукратно порциями по 15 мл CS₂? Коэффициент
распределения йода для системы CS2 – H2O составляет 600.

Решение. Коэффициент распределения йода для системы CS2 – H2O

составляет 600. Таким образом, йод в 600 раз лучше растворяется в
сероуглероде, чем в воде. Так как необходимо определить количество
оставшегося йода в воде, определяется коэффициент распределения йода
для системы H2O – CS2 и он равен К=1/600= 1,67·10^-3.

Количество йода, остающееся в первоначальном растворе после одного

экстрагирования 30 мл сероуглерода составляет:

K ■ V 1,67 • 10-3 • 2000 1

gi = go= 0,02 • ---------z------------

^{1 0} K • V + V I 1,67 40-3 ■ 2000 + 30 )

= 2,0 ■ 10 ^-3 г

После двукратной экстракции порциями по 15 мл CS₂ оставшееся количество

йода в воде составляет:

gn=g0 ·

n

6 -KV^ 1
^ KV + V J

= 0,02 •

6 1,67 • 10-3 • 2000 1

, 1,67•Ю^-3 • 2000 +15_?

= 6,63 40 ^-4_r

Таким образом, при двукратной экстракции меньшими порциями по 15мл
оставшееся количество йода в 2л воды в 3 раза меньше (более интенсивный
процесс выделения йода сероуглеродом), чем при однократной экстракции
30мл CS2.

Пример 2. Коэффициент распределения уксусной кислоты между
амиловым спиртом и водой равен 0,914. Сколько воды потребуется для
извлечения уксусной кислоты из 2 л 0,2М раствора уксусной кислоты в
амиловом спирте, если ее концентрация в водном растворе должна быть 0,1
моль/л?

Решение. Необходимо определить, сколько граммов уксусной кислоты
находится в 2000 мл спиртового раствора:

если в1000мл раствора-----0,2 моль кислоты

то в V1=2000 мл раствора ------0,4моль кислоты, а g0= 0,4·60 = 24г

(молекулярная масса CH₃COOH составляет 60 уг. ед.).

Количество уксусной кислоты, выделенной при однократной экстракции
водой объемом V2 из амилового спирта, находится из соотношения:

если концентрация кислоты в водном растворе должна быть 0,1 моль/л,
то

в 1000 мл водного раствора-------(0,1·60)г кислоты

в V2 мл водного раствора

g₃ г кислоты, тогда g₃ = ² = 0,006V .

Э , Э ₁₀₀₀ , 2

Таким образом, выделенное вещество с помощью однократной
экстракции водой:

Г 1 С ку 0,914 • 2000 ч

дэ = go • [ 1 - I ^V¹ I ], тогда 0,006V2 =24^ (1-----,--------------).

I KVi + V2 J^J 0,914 • 2000 + V

Преобразуя 0,001 V₂= 4 • (^{1828 +} V²—¹⁸²⁸ ), получается выражение

1828 + V

0,001V2· (1828+V2) = 4V2. Отсюда 1,828 + 0,001V2 = 4 и

_V ⁴ - ^1,828

V₂= 0 001 = 2172 мл воды потребуется для извлечения уксусной кислоты.

Контрольные вопросы

• 120. В 5 л водного раствора находится 0,04 г йода. Какое количество йода
  останется в водном растворе после экстракции его 50 мл сероуглерода:
  а) если экстракцию проводить однократно всем количеством CS₂; б) если
  экстракцию проводить пятикратно порциями по 10 мл CS₂? Коэффициент
  распределения йода для системы H2O – CS2 составляет 1,67·10^-3.
• 121. 5 г синтезированного органического вещества оказалось растворенным в 1
  дм³ воды. Вычислите массу этого соединения, экстрагируемую 50 см³
  эфира за один раз, и за два раза, но по 25 см³. Коэффициент распределения
  вещества между эфиром и водой при комнатной температуре равен 40,0.
• 122 Коэффициент распределения вещества А между эфиром и водой равен 5,0.
  Раствор содержащий 10,0 г А в 500 мл воды обрабатывают 100 мл эфира.
  Какое из перечисленных значений: 2,5; 5,0; 7,5 или 12,5 г – соответствует
  массе вещества А, экстрагированной из воды.
• 123. Равновесная концентрация брома в воде составляет 0,052 моль/л, а
  равновесная концентрация брома в сероуглероде – 4,063 моль/л (при 25⁰С).
  Определить коэффициент распределения брома для системы H₂O – CS₂,
  если в 2 л воды растворено 0,5 г брома. Сравнить количество выделенного
  брома методом экстракции из 3 л водного раствора 60 мл сероуглерода: 1)
  всем количеством экстрагента или 2) порциями по 20 мл.
• 124. Равновесная концентрация этилового спирта в воде составляет 0,252
  моль/л, а в диэтиловом эфире – 0,356 моль/л (при 25⁰С). Определить
  коэффициент распределения С2H5ОH для системы вода – диэтиловый эфир.
  Рассчитать количество этилового спирта, перешедшее в 25 мл диэтилового
  эфира из 1л 0,1М водного раствора спирта.
• 125. В 4 л водного раствора находится 0,3 г йода. Какое количество йода
  останется в водном растворе после экстракции его 60 мл хлороформа:
  а) если экстракцию проводить двумя порциями хлороформа по 30 мл; б)
  если экстракцию проводить троекратно порциями по 20 мл экстрагента?
  Коэффициент распределения йода для системы вода – хлороформ
  составляет 7,41·10^-3.
• 126. Равновесная концентрация этилового спирта в воде составляет 1,477
  моль/л, а в четыреххлористом углероде – 0,055 моль/л (при 25⁰С).

Определить коэффициент распределения С₂H₅ОH для системы H₂O –
CCl₄. Рассчитать количество этилового спирта, перешедшее в 20 мл
четыреххлористого углерода из 0,5 л 0,5М водного раствора спирта.

• 127. 25 г синтезированного органического вещества оказалось растворенным в
  1 дм³ воды. Вычислите массу этого соединения, экстрагируемого 45 см³
  бензолом за один раз, и за три раза, но по 15 см³. Коэффициент
  распределения вещества между бензолом и водой при комнатной
  температуре равен 7,4.
• 128. Равновесная концентрация бензойной кислоты в водном растворе при
  10⁰С составляет 9·10^-4 моль/л, а концентрация ее в диэтиловом эфире –
  0,064 моль/л. Рассчитать коэффициент распределения для бензойной
  кислоты между водой и диэтиловым эфиром. Определить какое количество
  экстракций необходимо провести для 0,03 г бензойной кислоты в 400 мл
  водного раствора порциями по 5 мл диэтилового эфира, чтобы в воде
  осталось 1% кислоты от первоначального содержания.
• 129. Сколько воды потребуется для извлечения уксусной кислоты из 500 мл
  0,1М раствора уксусной кислоты в амиловом спирте, если ее концентрация
  в водном растворе должна быть доведена до 0,05 моль/л? Коэффициент
  распределения уксусной кислоты между амиловым спиртом и водой равен
  0,914.
• 130. Бензольный раствор, содержащий 0,5 г/л Hg₂Cl₂, экстрагируется водой
  порциями по 20 мл. Сколько раз необходимо проводить экстракцию, чтобы
  остаток соли в исходном растворе составил 1% от первоначального
  количества, если К= Свода/Сбензол=0,084?
• 131. При 20⁰С коэффициент распределения брома между водой и

сероуглеродом К=0,0125. Какой объем сероуглерода CS2 необходим для
извлечения 90% брома из 5л 0,05М водного раствора при однократном
экстрагировании?

• 132. Коэффициент распределения йода между водой и сероуглеродом
  составляет 0,0017. Водный раствор (содержащий 1 кг йода в 1 м³ воды)
  интенсивно перемешивают с сероуглеродом. Определить количество йода
  (в процентах от первоначального содержания), оставшееся в водном
  растворе, если перемешивать с 0,005м³ и 0,05м³ сероуглерода
  последовательно.
• 133. 0,012 м³ водного раствора с концентрацией 0,015 кмоль/м³ смешали с 0,02
  м³ бензола. Коэффициент распределения бромида ртути между водой и
  бензолом составляет К=С_вода/С_бензол=0,9. Определите, насколько изменилась
  концентрация бромида ртути в воде при достижении равновесия.

ПОВЕРХНОСТНЫЕ ЯВЛЕНИЯ. АДСОРБЦИЯ.

Изучение поверхностных свойств является одной из важных проблем
химии.

Запас свободной поверхностной энергии А определяется суммарной
поверхностью частиц S и коэффициентом поверхностного натяжения σ:

А=σS (Дж/м²).

При отсутствии стабилизатора свободная поверхностная энергия
коллоидной системы понижается за счет уменьшения величины поверхности S
(происходит коагуляция).

Чтобы предотвратить агрегирование частиц, добавляют стабилизатор,
который при неизменной величине поверхности снижает свободную
поверхностную энергию, уменьшая поверхностное натяжение σ.

Величина поверхностного натяжения σ численно равна работе,
которую необходимо затратить на образование 1м² новой поверхности в
изотермических условиях (Дж/м² или Н/м). Известно несколько методов
определения поверхностного натяжения.

Метод поднятия жидкости в капилляре:

σ = h r γ g (Н/м) ,

2

где: r- радиус капилляра (м);

γ - плотность (кг/м³); g - ускорение силы тяжести (м/сек²).

Метод Траубе - с помощью сталагмометра подсчитывается какое число
капель стандартной жидкости n_o и исследуемой жидкости n_x содержится в
определенном объеме жидкостей :

σ n₀ ⋅γ_X ⋅σ₀

n_X ⋅γ₀ ^,

где : γ0 и γx - плотности стандартной и исследуемой жидкостей;

σ0 - поверхностное натяжение стандартной жидкости.

Для измерения поверхностного натяжения растворов можно применять
также метод «отрыва кольца». Кольцо из металлической проволоки
опускается на поверхность жидкости и уравновешивается рычагом весов. Затем
определяется усилие, которое нужно приложить, чтобы преодолеть силу
сцепления кольца с жидкостью и оторвать кольцо от поверхности

F = kσ (Н/м) ,

где : k - обобщающая константа, зависящая от диаметра проволоки,
размеров кольца и краевого угла смачивания Θ .

Широко распространен метод наибольшего давления пузырька,
предложенный П.А.Ребиндером. К поверхности жидкости подводится
вакуумная пробирка с капилляром, на конце которого под действием вакуума
образуется воздушный пузырек. Давление, при котором пузырек проскакивает
через поверхностную пленку жидкости и прорывает ее, определяется
величиной σ_x :

σ₀ ⋅ р_Х

σ_Х = (Н/м) ,

р₀

где: σ₀ - поверхностное натяжение стандартной жидкости (Н/м);

рx и р0 - давления, необходимые для проскакивания пузырька через
поверхность исследуемой и стандартной жидкостей (Н/м²).

Поверхностно-активными называются вещества, добавки которых
уменьшают поверхностное натяжение растворителя. По отношению к воде - это

органические кислоты, спирты, белки, мыла и др. дифильные (т.е. состоящие
из полярной и неполярной частей) вещества.

Изменение поверхностного натяжения раствора при введении ПАВ
определяют с помощью уравнения Шишковского:

• σ0 - σ = а ln (1+bС) ,

где : σ₀ - поверхностное натяжение растворителя (Н/м) ;

• σ - поверхностное натяжение раствора (Н/м) ;
• a и b - эмпирические константы, причем величина а мало меняется от
  вещества к веществу, а b зависит от поверхностной активности вещества;
• С - концентрация раствора (кмоль/м³).

Мерой поверхностной активности вещества является константа b в
уравнении Шишковского.

Введение ПАВ, понижающих поверхностное натяжение, сопровождается

увеличением концентрации растворенного вещества в поверхностном слое или
на поверхности раздела фаз - адсорбция.

Для определения адсорбции применяются:

1)уравнение Гиббса: Г = ⋅ ^σ

RT dC

где : Г - адсорбция (кмоль/м²); С - концентрация раствора (кмоль/м³) ; R -

газовая постоянная, 8,314 Дж/моль∙К; Т - температура, К;

dσ
dC

- мера

поверхностной активности.

b⋅с

• 2) уравнение монослойной адсорбции Ленгмюра: Г=Г∞ ∙ ,

1+b⋅с

(кмоль/м²) ,

где : Г_∞ - предельное количество адсорбирующегося вещества ;

b - константа, характеризующая поверхностную активность вещества;

С - равновесная концентрация растворенного вещества (кмоль/м³).

Константы Г_∞ и b можно найти графически, преобразовав уравнение
Ленгмюра в уравнение прямой:
1 111

= ⋅+

Г Г∞ ⋅ b C Г∞

Используя уравнение Шишковского, можно перейти от уравнения Гиббса к
уравнению Ленгмюра :
dσ a ⋅ b С dσ a ⋅ b C а b ⋅ C

• = ; Г= ⋅ = ⋅ или Г = ⋅ , очевидно

dC 1+bC RT dC 1+b⋅C RT RT 1+bC

a b⋅с

=Г_∞, тогда Г=Г∞ ∙

RT 1 + b ⋅ с

• 3) при адсорбции газа или растворимого вещества на твердом адсорбенте
  используют эмпирическое уравнение Фрейндлиха:

Г =βС^α (для растворов) или Г=βр^α (для газов).

Для вычисления константы β и α, достаточно прологарифмировать уравнение
Фрейндлиха (lgГ=lgβ +αlgC) и построить прямую в координатах lgГ = ƒ(lgC),

где отрезок, отсекаемый этой прямой от оси ординат будет равен lgβ, а тангенс
угла наклона прямой равен α .

• 4) уравнение для расчета полислойной адсорбции (уравнение Дубинина).
  Изотерма адсорбции на адсорбентах с мелкими порами (Rср. ∼ 10^-9м) - они
  получили название адсорбентов первого структурного типа - имеет вид:

_{Г= (ω/v)*e} - k,T lg ( p /p)_,

а для крупнопористых адсорбентов второго структурного типа
(Rср.∼10^-7-10^-6м):

_{Г= (ω/v)*e} - k T lg ( p /p)_,

где: Г - адсорбция (кмоль/кг); ω - общая пористость (м³/кг); V - молярный
объем адсорбируемого вещества в жидком состоянии (м³/кмоль); Т -
температура (К) ; k₁ и k₂ - константы ; р - равновесное давление пара при
данной температуре (Н/м²) ; р_S - давление насыщенного пара (по справочнику)
(Н/м²).

При логарифмировании уравнение легко переходит в линейную форму,
откуда графически определяется пористость сорбентов.

Для построения кривых распределения пор сорбентов по радиусам
применяют метод капиллярной конденсации: экспериментально определяют
величину адсорбции в зависимости от увеличения равновесного давления, а
затем определяют величину десорбции при снижении равновесного давления.

На графике в координатах Г = ƒ(р/рS) кривые адсорбции и десорбции
не совпадают- образуется петля гистерезиса. Истинному ходу процесса
сорбции отвечает ветвь десорбции; ее и используют для расчета пористости
ω(м³/кг): ω = Г V ,
где: Г - экспериментальная величина сорбции (кмоль/кг);

V - молярный объем вещества (по справочнику) (м³/кмоль).

Для определения радиусов пор применяют уравнение Томсона:

2 • ст • V

r=

R • T • In pS

(м), где: σ - поверхностное натяжение конденсата при данной

^p

температуре (Дж/м²) (по справочнику); V - молярный объем конденсата (по
справочнику) (м³/кмоль); R - газовая постоянная ; р_S - давление насыщенного
пара над макроповерхностью (Н/м²) (по справочнику); р - равновесное давление
в капилляре данного радиуса (Н/м²) (по кривой десорбции).

Интегральная кривая строится в координатах ω=ƒ(r), а

дифференциальная - в координатах (∆ω/∆r)=ƒ(rСР) , где : ∆ωм = ωм+1 - ωм ;

∆r = rм+1 - rм ; rср - средний радиус, равный r СР М = (rм+1 + rм)/2.

Процессы ионного обмена на твердой поверхности характеризуется

уравнением Б.П.Никольского:

r (1/Z 1) ^(1/Z1)

Г ¹

_r (1/Z 2) _r(1/Z 2) ,

Г 2 C 2

где Г1 и Г2

количество ионов,

поглощенных поверхностью сорбента (кмоль/кг) ; С₁ и С₂ - равновесные
концентрации ионов в растворе (кмоль/м²);

К - константа обмена, зависящая от способности ионов к адсорбции на данном
сорбенте. Графически изображается прямой, тангенс угла наклона которой и
представляет величину константы К.

Пример 1. По экспериментальным данным постройте кривую адсорбции
углекислого газа на цеолите при 293⁰К и с помощью графического метода
определить константы уравнения Ленгмюра:

Решение. По данным таблицы строится кривая адсорбции CO₂ на цеолите (рис.

18).

Г·10³ ,кмоль/кг

Рис. 18 Кривая адсорбции CO2 на цеолите.

р·10^-2,н/м²

Уравнение монослойной адсорбции Ленгмюра имеет вид: Г=Г_∞ ∙

b • р

1 + b • p

где

Г_∞ - предельное количество адсорбируемого вещества; b – константа,
характеризующая поверхностную активность вещества; р – равновесное
давление растворенного вещества.

Константы Г_∞ и b находят графически, преобразуя уравнение Ленгмюра в

уравнение прямой: делят единицу на обе части этого уравнения, тогда

1/Г·10^-3

Рис. 19

Отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат равен 1/Г∞ (0,0052·10^-3),

следовательно Г∞= 192·10^-3 кмоль/кг. Тангенс угла наклона прямой к оси

абсцисс равен 1/(Г∞ ◌ּ b).

1/p·10²

tgα = ¹ ; tgα = (0,029-0,0052)·10³ / 1,0·10^-2 = 2,38·10³ (отношение

Γ∞ ⋅b

противоположного катета к прилежащему катету по отношению к углу в
11

треугольнике) b = = = 2,19 ⋅ 10^-3 .

Γ∞ ⋅tgα 192⋅10^-3 ⋅2,38⋅10³

Пример 2. При капиллярной конденсации паров воды в порах
активированного угля при 298К получены результаты:

Постройте дифференциальную кривую распределения пор активированного
угля по радиусам используя данные: V_воды=0,018м³/кмоль, р_s=23.4*10²Н/м²;
σводы=72,5*10^-3Дж/м².

Решение. Дифференциальная кривая распределения пор активированного
угля по радиусам строится в координатах (∆ω/∆r)=ƒ (rСР) , где ∆ωм = ωм+1 - ωм;
∆r = rм+1 - rм ; rср - средний радиус, равный r СР М = (rм+1 + rм)/2.

Истинному ходу процесса сорбции паров воды на активированом угле отвечает
кривая десорбции; ее данные используются для расчета пористости ω (м³/кг)
по формуле ω = Г· V ,

где: Г - экспериментальная величина десорбции (кмоль/кг);

V - молярный объем воды 0,018 м³/кмоль.

ω1 = Г1· V = 0,5·10^-3 · 0,018 = 9 · 10^-6 м³/кг;

ω2 = Г2 · V = 1,5·10^-3 ·0,018 = 27 · 10^-6 м³/кг;

ω3 = Г3 · V = 13,0·10^-3 ·0,018 =234 · 10^-6 м³/кг;

ω4 = Г4 · V = 27,0 ·10^-3 · 0,018 = 486 · 10^-6 м³/кг;

ω5 = Г1· V = 28,0·10^-3 ·0,018 = 504 · 10^-6 м³/кг;

ω6 = Г1· V = 28,5·10^-3 · 0,018 = 513 · 10^-6 м³/кг.

Расчет изменения пористости освобождающихся пор при десорбции:

∆ω1 = ω2 - ω1= (27 – 9)· 10^-6 = 18 ·10^-6 м³/кг;

∆ω2 = ω3 - ω2= (234– 27)· 10^-6 = 207 ·10^-6 м³/кг;

∆ω3 = ω4 - ω3= (486 – 234)· 10^-6 = 252 ·10^-6 м³/кг;

∆ω4 = ω5 - ω4= (504 – 486)· 10^-6 = 18 ·10^-6 м³/кг;

∆ω5 = ω6 - ω5= (513 – 504)· 10^-6 = 9 ·10^-6 м³/кг.

Для определения радиусов пор применяют уравнение Томсона, используя
значения: R= 8,314·10³ Дж/кмоль·К - газовая постоянная; поверхностное
натяжение конденсата воды при 298К σводы=72,5*10^-3Дж/м² ; рS - давление
насыщенного пара над макроповерхностью рs=23,4·10²Н/м²; р - равновесное
давление в капилляре данного радиуса (Н/м²) (по данным кривой десорбции).

2⋅σ⋅V

r₁ =

R⋅T⋅ln ^pS

^p

2⋅72,5⋅10

_-

2 ⋅ 72,5 ⋅10

_-

³ ⋅ 0,018

²

8,314 ⋅10³ ⋅298⋅ln^23,4⋅10

4,65⋅10²

=0,65⋅10^-9м

^r2 ⁼

8,314⋅10³ ⋅298⋅ln

³ ⋅ 0,018

23,4⋅10²

=1,14⋅10^-9м;

r₃

2⋅72,5⋅10^-3

9,3⋅10²
⋅ 0,018

²

8,314⋅10³ ⋅298⋅ln^23,4⋅10

14,0⋅10²

= 2,05 ⋅10 ^-9м;

^r4 ⁼

2⋅σ⋅V

2 ⋅ 72,5 ⋅10^-3 ⋅ 0,018

R⋅T ⋅ln ^pS 8,314⋅10³ ⋅298⋅ln ^{23,4 ⋅102}

p 18,7 ⋅10²

= 4,7 ⋅10

-

9_м;

r₅

2⋅72,5⋅10

³ ⋅ 0,018

²

8,314⋅10³ ⋅298⋅ln ^23,4⋅10

20,9⋅10²

= 9,32 ⋅10^-9м;

2⋅72,5⋅10

_-

³ ⋅ 0,018

r=

62

8,314⋅10³ ⋅298⋅ln^23,4⋅10

23,3⋅10²

= 245 ⋅10^-9м.

Определяется изменение радиуса пор: ∆r = rм+1 - rм;

∆r1 = r2 – r1= (1,14 – 0,65)· 10^-9= 0,49·10^-9м;

Лг2 = r₃ - Г2= (2,05 - 1,14)- 10—9 = 0,91-10^-9м;

Ar₃ = Г4 - г₃= (4,70 - 2,05)- 10^-9 = 2,65 -10^-9м;

Лг4 = Г5 - Г4= (9,32 - 4,70)- 10^-9 = 4,62 •l 0^-9м;

Лг5 = Гб - Г5= (245 - 9,32)- 10^-9 = 23 5,7• 10 9м.

Расчет среднего радиуса пор: г ср м = (гм+1 + г_м)/2;

Г СР 1 = (г2 + г1)/2 = ((1,14+0,65)/2) -10^-9= 0,90 -10^-9м;

г ср 2 = (г3 + г2)/2 = ((2,05 +1,14)/2) -10—⁹ = 1,6 -10^-9м;

г ср з = (г4 + г3)/2 = ((4,70 +2,05 )/2) -10—⁹ = 3,4-10^-9 м;

г ср 4 = (г5 + г4)/2 = ((9,32 + 4,70)/2) -10^-9= 7,0 -10—⁹ м;

г ср 5 = (гб + г5)/2 = ((245 + 9,32)/2) -10—⁹ = 127,2 -10^-9 м.

Расчет координат:

∆ω1 18⋅10^-6 4∆ω2

Q ^3,67 * ¹⁰;

∆r1 0,49 ⋅10^-9∆r2

207 ⋅10^-6
0,91⋅10^-9

= 22,75 -104;

∆ω₃
∆r

∆ω₅
∆r₅

252 ⋅10^-6

2,65 ⋅10^-9

= 9,51 -1О^{4 ;}

9⋅10^-6

235,7⋅10^-9

∆ω₄
∆r₄

= 0,003 -10⁴.

18 ⋅ 10^-6

4,62 ⋅ 10^-9

= 3,90 -10⁴;

Построение дифференциальной кривой распределения пор (Рис. 20):

Рис. 20 Дифференциальная кривая распределения пор.

Таким образом, находя производную (dw/dr= Aw/Лг) по значениям

десорбции и строя дифференциальную кривую, получают распределение

пористости от эффективного радиуса и делают вывод, что наиболее вероятный
эффективный радиус пор активированного угля составляет 1,6-10 ⁹ м или 1бА
(ангстрем =1-10 ¹⁰м). Характер дифференциальной кривой (четкий максимум)

показывает, что сорбент является однороднопористым.

Контрольные вопросы

• 134. Вычислите поверхностное натяжение глицерина, если в капилляре с
  радиусом r=0.4*10^-3м он поднялся на высоту h=26.8*10^-3м. Плотность
  глицерина γ=1.26кг/м³.
• 135. Вычислите поверхностное натяжение анилина на границе с воздухом при
  292^оК, если методом наибольшего давления пузырьков получены следующие
  результаты: давление пузырьков при проскакивании его в воду равно
  11,82*10²Н/м², а анилин- 711,5 Н/м. Поверхностное натяжение воды

σо=72,55*10^-3Н/м.

• 136. Найдите поверхностное натяжение анилина, если с помощью
  сталагмометра Траубе получены данные: число капель анилина – 42,

плотность его –1,4кг/м³, число капель воды-18. Температура опыта +288⁰К.
Поверхностное натяжение воды σ_о=73,26*10^-3Н/м.

• 137. Во сколько раз изменится запас свободной поверхностной энергии
  водяного тумана, если радиус его капелек увеличится от 1*10^-6 до 1,2*10^-3м
  при 288⁰К?
• 138. Во сколько раз увеличится свободная поверхностная энергия системы при
  пептизации геля Fe(OH)₃, если при этом радиус частиц геля уменьшается от
  1*10^-6 до 1*10^-9м ?
• 139. Для водного раствора пропилового спирта найдены следующие значения
  констант уравнения Шишковского (при 293⁰К): а=14,4*10^-3; в=6,6.

Вычислите поверхностное натяжение раствора с концентрацией, равной
1кмоль/м³. Поверхностное натяжение воды σ_о=72,53*10^-3Н/м.

• 140. Константы уравнения Шишковского для водного раствора валериановой
  кислоты при 273⁰К равны : а=14,72*10^-3; в=10,4. При какой концентрации
  поверхностное натяжение раствора будет составлять 52,1*10^-3Н/м, если
  поверхностное натяжение воды при 273⁰К равно 75,49*10^-3Н/м ?
• 141. Используя константы уравнения Шишковского (а=12,6*10^-3; в=21,5),

рассчитайте поверхностное натяжение для водных растворов масляной
кислоты при 273⁰К для следующих концентраций (кмоль/м³) : 0,007; 0,021;
0,05; 0,104 и постройте кривую в координатах σ = f ( c ) . Поверхностное
натяжение воды σо =75,49*10^-3Н/м.

• 142. Пользуясь графическим методом, найти поверхностную активность
  масляной кислоты на границе водного раствора с воздухом при 293⁰К по
  данным :

  Концентрация С , кмоль/м3	0,00	0,021	0,050	0,104	0,246
  Поверхностное натяжение σ*10-3 Н/м	72,53	68,12	63,53	58,60	50,30

• 143. Вычислите адсорбцию масляной кислоты на поверхности раздела водного
  раствора с воздухом при 273⁰К и концентрации С=0,1кмоль/м³, если
  зависимость поверхностного натяжения от концентрации выражается
  уравнением : σ = σ0 -16,7*10^-3 ln(1+21,5с).
• 144. Найдите адсорбцию пропионовой кислоты на поверхности раздела водный
  раствор-воздух при 273⁰К и концентрации 0,5кмоль/м³ по константам

Шишковского: а=12,5*10^-3 и в=7,73.

• 145. Найдите поверхностную активность валериановой кислоты на границе ее
  водного раствора с воздухом при 353⁰К и концентрации 0,01кмоль/м³ по
  константам Шишковского: а=17,7*10^-3 и в=19,72.
• 146. Вычислите адсорбцию масляной кислоты на поверхности раздела водный
  раствор-воздух при 283⁰К и концентрации С=0,104кмоль/м³, используя
  следующие данные:

  Концентрация С , кмоль/м3	0,00	0,021	0,050	0,104	0,246	0,489
  Поверхностное натяжение σ*10-3 Н/м	74,01	69,51	64,30	59,85	51,09	44,00

• 147. Используя уравнение Ленгмюра, вычислите адсорбцию пропионовой
  кислоты на поверхности раздела водный раствор-воздух при 293⁰К и
  концентрации С=0,1кмоль /м³, если известны константы уравнения
  Шишковского: а=12,8*10^-3; в=7,16.
• 148. Вычислите по формуле Ленгмюра величину адсорбции изоамилового
  спирта концентрации С=0,1кмоль /м³ на поверхности раздела водный
  раствор-воздух при 292⁰К по данным константам: Г8=8,7*10^-9 кмоль/м² ;
  в=42.
• 149. Для водного раствора изомасляной кислоты при 291⁰К константы
  Шишковского равны: а=13,1*10^-3 и в=2,2. Чему равна адсорбция при
  концентрациях С1=0,01; С2=0,1; С3=1 кмоль/м³ ?
• 150. По экспериментальным данным постройте кривую адсорбции паров воды
  на сорбенте при 353К и с помощью графического метода определить константы
  уравнения Ленгмюра:

  Равновесное давление Р*10-2, н/м2	1,33	2,66	5,32	6,65	9,30	13,30	17,30
  Адсорбция Г*103, кмоль/кг	7,0	7,7	8,34	8,63	8,90	9,12	9,33

• 151. Вычислите величину адсорбции азота на цеолите при концентрации
  0,1кмоль /м³, если Г8=38,9*10^-3 кг/кг, в=0,156*10^-2.
• 152. Найдите площадь, приходящуюся на одну молекулу в насыщенном
  адсорбционном слое анилина на поверхности его водного раствора, если
  Г₈=6*10^-9 кмоль/м² ?
• 153. Какова площадь, приходящаяся на одну молекулу изомасляной кислоты на
  поверхности раздела водный раствор- воздух, если Г₈=5,42*10^-9 кмоль/м² ?
• 154. По константам Лингмюра Г₈=182*10^-3 и в=0,1*10^-2 рассчитайте и
  постройте кривую адсорбции углекислого газа на активированном угле в
  пределах следующих равновесных давлений газа: 104 0-2 т 400-102 Н/м².
• 155. Используя константы эмпирического уравнения Фрейндлиха β=1,6*10^-3 и
  α=0,48 , постройте кривую адсорбции СО₂ на активированном угле при 271⁰К в
  интервале давлений от 2*10² до 30*10² Н/м².
• 156. Установите, к какому структурному типу сорбентов можно отнести
  молекулярные сита. Если при сорбции на них паров воды при 353К получены
  следующие экспериментальные данные:

  Равновесное давление Р*10-2, н/м2	1,33	2,66	5,32	6,65	9,30	13,30	17,30
  Адсорбция Г*103, кмоль/кг	7,0	7,7	8,34	8,63	8,90	9,12	9,33

Давление насыщенного пара рs=472*10^{2 .}Н/м²

• 157. Определите общую пористость цеолита (адсорбент первого структурного
  типа) при адсорбции этана при Т=298К, р*10^-2=50Н/м², рs=37*10⁵н/м²,
  молярный объем этана V=0,064м³/кмоль; Г*10³=2,0кмоль/кг.

158. При капиллярной конденсации паров воды в порах активированного угля
(293К) получены результаты:

Покажите наличие гистерезиса и рассчитайте дифференциальную кривую
распределения пор по радиусам. Vводы=0,018м³/кмоль, рs=23.4*10²Н/м²;
σводы=72,5*10^-3Дж/м².

• 159. Постройте кривую капиллярной конденсации (петлю гистерезиса) паров
  воды и интегральную кривую распределения пор активированного угля по
  радиусам используя данные:

  Равновесное давление Р*10-2, н/м2	4,65	9,3	14,0	18,7	20,9	23,3
  Величина сорбции Г*103, кмоль/кг, по кривой адсорбции	0,5	1,5	8,5	20,0	24,0	28,5
  По кривой десорбции	0,5	1,5	13,0	27,0	28,0	28,5

V_воды=0,018м³/кмоль, р_s=23.4*10²Н/м²; σ_воды=72,5*10^-3Дж/м².

160. Построить интегральную и дифференциальную кривые распределения пор
по радиусам для активированного угля при капиллярной конденсации паров
бензола (293⁰К):

Vбензола=0,089м³/кмоль, рs=99,3*10²Н/м²; σ=28,9*10^-3Дж/м².

161. Построить кривую капиллярной конденсации паров метилового спирта на
активированном угле. Используя ветвь десорбции построить интегральную и
дифференциальную кривые распределения пор по радиусам (293⁰К) :

Vсн3он=0,0406м³/кмоль, рs=128*10²Н/м²; σ=22,6*10^-3Дж/м².

162. Определите, к какому структурному типу сорбентов отнести ионит, если
при сорбции на нем паров CCl₄ получены данные:

рsccl4=121*10²Н/м².

163. Постройте изотермы адсорбции и десорбции водяного пара на пшеничном
глиадине в координатах Г=f (р/рs), по максимальной величине сорбции
рассчитайте общую пористость сорбентов, пользуясь данными :

3
Vводы=0,018м /кмоль.

• 164. Как изменится величина общей пористости аэросила (высокодисперсный
  кремнезем), если до гидротермальной обработки максимальная величина
  сорбции на нем паров азота составляла 7,5*10^-3кмоль/кг, а после обработки
  4,0*10^-3кмоль/кг ? V паров азота=0,0224м³/кмоль.
• 165. Пользуясь данными ионного обмена ионов кальция (Г₁, С₁) и натрия (Г₂,
  С₂) на синтетическом катионите, определите графически константу
  уравнения Никольского К :

  С1/2 1 в растворе С2	0,2	0,3	0,4	0,5	0,6	0,8
  1/2 1 на сорбенте Г2	0,75	1,0	1,5	1,8	2,4	3,1

166. При изучении реакции обмена Mg- ионов из чернозема с ионами Са из
внесенных минеральных удобрений получены данные:

Графическим методом определите константу уравнения Никольского К.

167.Определите константу уравнения Никольского К., используя данные
реакций обмена ионов Na из раствора натриевой соли на ионы Mg из почвы :

ПРИЛОЖЕНИЕ

Таблица 1

Стандартные теплоты (энтальпия) образовния ∆Н⁰298 ;

энтропии S⁰₂₉₈ и энергии Гиббса образования ∆G⁰₂₉₈ некоторых веществ

Таблица 2

Стандартные электродные потенциалы (ϕ⁰)
некоторых металлов (ряд напряжений)

Таблица 3

Равновесные потенциалы выделения водорода и кислорода

Таблица 5

Растворимость солей и оснований в воде

( Р – растворимое вещество, М – малорастворимое вещество,
Н – практически нерастворимое вещество, черта означает,
что вещества не существует или оно разлагается водой )

Варианты заданий на контрольную работу

*ЛАНТОНОИДЫ

**АКТИНОИДЫ